Tổng hợp lý thuyết môn Hóa học Lớp 12

62 trang Hùng Thuận 21/05/2022 5470

Download

Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Tổng hợp lý thuyết môn Hóa học Lớp 12", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

tong_hop_ly_thuyet_mon_hoa_hoc_lop_12.pdf

Nội dung text: Tổng hợp lý thuyết môn Hóa học Lớp 12

MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Dạng tồn tại: Protein cĩ 2 dạng tồn tại chính là dạng hình sợi và dạng hình cầu. Dạng hình sợi như keratin của tĩc, mĩng, sừng; miozin của cơ bắp; fibroin của tơ tằm, mạng nhện. Dạng protein hình cầu như anbumin của lịng trắng trứng, hemoglobin của máu. - Tính tan: Protein hình sợ khơng tan trong nước trong khi protein hình cầu tan được trong nước tạo thành dung dịch keo - Sự đơng tụ: Khi đun nĩng hoặc cho axit, bazo, muối vào dung dịch protein nĩ sẽ đơng tụ lại và tách ra khỏi dung dịch Thí dụ: Hồ tan lịng trắng trứng vào nước, sau đĩ đun sơi, lịng trắng trứng sẽ đơng tụ lại. b. Tính chất hố học - Bị thuỷ phân nhờ xúc tác axit, bazơ hoặc enzim : Protein → chuỗi polipeptit → α-amino axit - Cĩ phản ứng màu: - Protein + dd CuSO4/OH → dung dịch cĩ màu xanh tím. (phản ứng màu biure) Protein + HNO3 → hợp chất màu vàng. III – Khái niệm về enzim và axit nucleic. 1. Enzim a. Khái niệm: Là những chất hầu hết cĩ bản chất protein, cĩ khả năng xúc tác cho các quá trình hố học, đặc biệt trong cơ thể sinh vật. * Tên của enzim: Xuất phát từ tên của phản ứng hay chất phản ứng thêm đuơi aza. Thí dụ: enzim amilazãt cho quá trình thuỷ phân tinh bột (amylum) thành matozơ. b. Đặc điểm của enzim - Hoạt động xt của enzim cĩ tính chọn lọc rất cao: mỗi enzim chỉ xuc tác cho một sự chuyển hố nhất định. - Tốc độ phản ứng nhờ xúc tác enzim rất lớn, thường lớn gấp từ 109 đến 1011 lần tốc độ của cùng phản ứng nhờ xúc tác hố học. 2. Axit nucleic a. Khái niệm: Axit nucleic là polieste của axit photphoric và pentozơ (monosaccarit cĩ 5C); mỗi pentozơ lại liên kết với một bazơ nitơ (đĩ là các hợp chất dị vịng chứa nitơ được kí hiệu là A, C, G, T, U). * Axit nucleic thường tơng tại dưới dạng kết hợp với protein gọi là nucleoprotein. Axit nucleic cĩ hai loại được kí hiệu là AND và ARN. b. Vai trị - Axit nucleic cĩ vai trị quan trọng bậc nhất trong các hoạt động của cơ thể, như sự tổng hợp protein, sự chuyển các thơng tin di truyền. - AND chứa các thơng tinh di truyền. Nĩ là vật liệu di truyền ở cấp độ phân tử mang thơng tinh di truyền mã hố cho hoạt động sinh trưởng và phát triển của các cơ thể sống. - ARN chủ yếu nằm trong tế bào chất, nĩ tham gia vào quá trình giải mã thơng tinh di truyền. Bảng tĩm tắt tính chất : Chất Amin bậc 1 Amino axit Protein Vấn đề Cơng thức R CH COOH HN CH CO NH CH CO RNH chung 2 NH2 NH 1 2 2 R R Tính chất hố học + HCl X X X + NaOH X X + R’OH/khí X HCl +Br2(dd)/H2O X Trùng ngưng X Phản ứng X biure + Cu(OH)2 Trang 17
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG Chương 4: POLIME VÀ VẬT LIỆU POLIME A-ĐẠI CƯƠNG VỀ POLIME I – KHÁI NIỆM: Polime là những hợp chất cĩ phân tử khối lớn do nhiều đơn vị nhỏ gọi là mắt xích liên kết với nhau. ( ) Thí dụ:p olietilen (CH2 CH2 )n, nilon-6 NH [CH2]5 CO n - n: Hệ số polime hố hay độ polime hố. - Các phân tử như CH2=CH2, H2N[CH2]5COOH: monome * Tên gọi: Ghép từ poli trước tên monome. Nếu tên của monome gồm hai cụm từ trở lên thì được đặt trong dấu ngoặc đơn. Thí dụ: ( ) ; poli(vinyl clorua) ( CH CHCl ) polietilen CH2 CH2 n 2 n * Một số polime cĩ tên riêng: Thí dụ: Teflon: CF CF 2 2 n Nilon-6: NH [CH2]5 CO n Xenlulozơ: (C6H10O5)n II – ĐẶC ĐIỂM CẤU TRÚC ❖ Mạch khơng phân nhánh: amilozơ, tinh bột, ❖ Mạch phân nhánh: amilopectin, glicogen, ❖ Mạng khơng gian: cao su lưu hố, nhựa bakelit, ooooooooo o oooooo oooooo a) ooooooo ooooooo oo o ooooooooo b) o o ooooo ooooo oooooooo oo ooooooo a) mạng không phân nhánh oo o ooooo b) mạng phân nhánh oooooooo oooooo c) oooooooooo oooooo oo oo ooo c) mạng không gian ooooooooooooooooooooo oooooooo oo ooooooooo oooooooooooooooooooooooooooooooooooo III – TÍNH CHẤT VẬT LÍ Trang 18
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG Các polime hầu hết là những chất rắn, khơng bay hơi, khơng cĩ nhiệt độ nĩng chảy xác định. Polime khi nĩng chảy cho chất lỏng nhớt, để nguội rắn lại gọi là chất nhiệt dẻo. Polime khơng nĩng chảy, khi đun bị phân huỷ gọi là chất nhiệt rắn. IV – TÍNH CHẤT HỐ HỌC (Giảm tải). 1. Phản ứng phân cắt mạch cacbon ❖ Polime cĩ nhĩm chức trong mạch dễ bị thuỷ phân H+, t0 Thí dụ: (C6H10O5)n + nH2O nC6H12O6 Tinh bột Glucozơ ❖ Polime trùng hợp bị nhiệt phân ở nhiệt độ thích hợp tạo thành các đoạn ngắn, cuối cùng thành monome ban đầu (phản ứng giải trùng hợp hay phản ứng đepolime hố) 3000C Thí dụ: CH CH2 nCH CH2 C6H5 n C6H5 polistiren stiren 2. Phản ứng giữ nguyên mạch cacbon Cl CH2 CH C CH2 +nHCl CH2 CH2 C CH2 CH3 n CH3 n poliisopren poliisopren hiđroclo hoá 3. Phản ứng tăng mạch polime ( khâu mạch ) ❖ Phản ứng lưu hố chuyển cao su thành cao su lưu hố. ❖ Phản ứng chuyển nhựa rezol thành nhựa rezit. OH OH CH2 CH2 n CH CH2OH t0 2 + + nH2O CH2 CH2 OH n OH n V – PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ 1. Phản ứng trùng hợp: Trùng hợp là quá trình kết hợp nhiều phân tử nhỏ (monome) giống nhau hay tương tự nhau thành phân tử lớn (polime). ❖ Điều kiện cần về cấu tạo của monome tham gia phản ứng trùng hợp là trong phân tử phải cĩ liên kết bội (CH2=CH2, CH2=CH-Cl, CH2=CH-CH-CH2, ) hoặc là vịng kém bền cĩ thể mở ra như: CH2 CH2 C O CH2 CH2, H2C O CH2 CH2 NH, Thí dụ: xt, t0, p nCH2 CH CH2 CH Cl Cl n vinyl clorua poli(vinyl clorua) CH2 CH2 C O t0, xt H2C NH[CH2]5CO n CH2 CH2 NH caprolactam capron 2. Phản ứng trùng ngưng t0 nHOOC-C6H4-COOH + nHOCH2-CH2OH CO C6H4-CO OC2H4 O n + 2nH2O poli(etylen-terephtalat ) Trang 19
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG t0 nH2N CH2]6 NH2 + nHOOC-[CH2]4-COOH NH [CH2]6 NHCO [CH2]4 CO n + 2nH2O poli(hexametylen ađipamit) hay nilon-6,6 ❖ Trùng ngưng là quá trình kết hợp nhiều phân tử nhỏ (monome) thành phân tử lớn (polime) đồng thời giải phĩng những phân tử nhỏ khác (thí dụ H2O). ❖ Điều kiện cần về cấu tạo của monome tham gia phản ứng trùng ngưng là trong phân tử phải cĩ ít nhất hai nhĩm chức cĩ khả năng phản ứng. VI – ỨNG DỤNG: Vật liệu polime phục vụ cho sản xuất và đời sống: Chất dẻo, tơ,cao su, keo dán. B- VẬT LIỆU POLIME I – CHẤT DẺO 1. Khái niệm về chất dẻo và vật liệu compozit - Chất dẻo là vật liệu polime cĩ tính dẻo. - Vật liệu compozit là vật liệu hỗn hợp gồm ít nhất hai thành phần phân tán vào nhau và khơng tan vào nhau. Thành phần của vật liệu compozit gồm chất nền (polime) và các chất phụ gia khác. Các chất nền cĩ thể là nhựa nhiệt dẻo hay nhựa nhiệt rắn. Chất độn cĩ thể là sợi (bơng, đay, poliamit, amiăng, ) hoặc bột (silicat, bột nhẹ (CaCO3), bột tan (3MgO.4SiO2.2H2O), 2. Một số polime dùng làm chất dẻo a) Polietilen (PE): CH2 CH2 n PE là chất dẻo mềm, nĩng chảy ở nhiệt độ trên 1100C, cĩ tính “trơ tương đối” của ankan mạch khơng phân nhánh, được dùng làm màng mỏng, vật liệu điện, bình chứa, b) Poli (vinyl clorua) (PVC): CH2 CH Cl n PVC là chất rắn vơ định hình, cách điện tốt, bền với axit, được dùng làm vật liệu cách điện, ống dẫn nước, vải che mưa. CH3 c) Poli (metyl metacylat) : CH2 C COOCH 3 n Là chất rắn trong suốt cho ánh sáng truyền qua tốt (gần 90%) nên được dùng chế tạo thuỷ tinh hữu cơ plexiglat. d) Poli (phenol fomanđehit)(PPF) Cĩ 3 dạng: Nhựa novolac, nhựa rezol và nhựa rezit - Sơ đồ điều chế nhựa novolac: OH OH OH + 0 +nCH O CH OH H , 75 C CH n 2 n 2 2 -nH2O n ancol o-hiđroxibenzylic nhựa novolac - Điều chế nhựa rezol: Đun nĩng hỗn hợp phenol và fomanđehit theo tỉ lệ mol 1:1,2 (xt kiềm), thu được nhựa rezol. - Điều chế nhựa rezit: > 1400C Nhựa rezol Nhựa rezit để nguội OH OH OH CH2 CH2 CH2 CH2OH Một đoạn mạch phân tử nhựa rezol Trang 20
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG OH OH OH CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 Một đoạn mạch phân tử nhựa rezit II – TƠ 1. Khái niệm - Tơ là những polime hình sợi dài và mảnh với độ bền nhất định. - Trong tơ, những phân tử polime cĩ mạch khơng phân nhánh, sắp xếp song song với nhau. 2. Phân loại a. Tơ thiên nhiên (sẵn cĩ trong thiên nhiên) như bơng, len, tơ tằm. b. Tơ hố học (chế tạo bằng phương pháp hố học) - Tơ tổng hợp (chế tạo từ polime tổng hợp): tơ poliamit (nilon, capron), tơ vinylic thế (vinilon, nitron, ) - Tơ bán tổng hợp hay tơ nhân tạo (xuất phát từ polime thiên nhiên nhưng được chế biến thêm bằng con đường hố học): tơ visco, tơ xenlulozơ axetat, 3. Một số loại tơ tổng hợp thường gặp a. Tơ nilon-6,6 t0 nH2N CH2]6 NH2 + nHOOC-[CH2]4-COOH NH [CH2]6 NHCO [CH2]4 CO n + 2nH2O poli(hexametylen ađipamit) hay nilon-6,6 - Tính chất: Tơ nilon-6,6 dai, bền, mềm mại, ĩng mượt, ít thấm nước, giặt mau khơ nhưng kém bền với nhiệt, với axit và kiềm. - Ứng dụng: Dệt vải may mặc, vải lĩt săm lốp xe, dệt bít tất, bện làm dây cáp, dây dù, đan lưới, b. Tơ nitron (hay olon) RCOOR', t0 nCH2 CH CH2 CH CN CN n acrilonitrin poliacrilonitrin - Tính chất: Dai, bền với nhiệt và giữ nhiệt tốt. - Ứng dụng: Dệt vải, may quần áo ấm, bện len đan áo rét. c. Tơ enang. xt nH2N-(CH2)6-COOH  [ -NH-(CH2)6-CO- ]n III – CAO SU 1. Khái niệm: Cao su là vật liệu cĩ tính đàn hồi. 2. Phân loại: Cĩ hai loại cao su: Cao su thiên nhiên và cao su tổng hợp. a. Cao su thiên nhiên ❖ Cấu tạo: 250-3000C Cao su thiên nhiên isopren  Cao su thiên nhiên là polime của isopren: CH2 C CH CH2 n ~1.500 - 15.000 n CH3 ❖ Tính chất và ứng dụng - Cao su thiên nhiên cĩ tính đàn hồi, khơng dẫn điện và nhiệt, khơng thấm khí và nước, khơng tan trong nước, etanol, axeton, nhưng tan trong xăng, benzen. - Cao su thiên nhiên tham gia được phản ứng cộng (H2, HCl, Cl2, ) do trong phân tử cĩ chứa liên kết đơi. Tác dụng được với lưu huỳnh cho cao su lưu hố cĩ tính đàn hồi, chịu nhiệt, lâu mịn, khĩ hồ tan trong các dung mơi hơn so với cao su thường. Trang 21
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Bản chất của quá trình lưu hố cao su (đun nĩng ở 1500C hỗn hợp cao su và lưu huỳnh với tỉ lệ khoảng 97:3 về khối lượng) là tạo cầu nối −S−S− giữa các mạch cao su tạo thành mạng lưới. S S S S nS ,t 0 S  S S S b. Cao su tổng hợp: Là loại vật liệu polime tương tự cao su thiên nhiên, thường được điều chế từ các ankađien bằng phản ứng trùng hợp. ❖ Cao su buna Na nCH2 CH CH CH2 CH2 CH CH CH2 t0, xt n buta-1,3-đien polibuta-1,3-đien Cao su buna cĩ tính đàn hồi và độ bền kém cao su thiên nhiên. ❖ Cao su buna-S và buna-N t0 nCH CH CH CH + nCH CH CH CH CH CH CH CH 2 2 2 xt 2 2 2 C6H5 C6H5 n buta-1,3-đien stiren cao su buna-S t0,p nCH CH CH CH + nCH CH CH CH CH CH CH CH 2 2 2 xt 2 2 2 CN CN n buta-1,3-đien acrilonitrin cao su buna-N IV – KEO DÁN TỔNG HỢP(Giảm tải). 1.Khái niệm: Keo dán là vật liệu cĩ khả năng kết dính hai mảnh vật liệu rắn giống hoặc khác nhau mà khơng làm biến đổi bản chất của các vật liệu được kết dính. 2. Một số loại keo dán tổng hợp thơng dụng a. Nhựa vá săm: Là dung dịch đặc của cao su trong dung mơi hữu cơ. b. Keo dán epoxi: Làm từ polime cĩ chứa nhĩm epoxi CH2 CH O c. Keo dán ure-fomanđehit t0, xt nH N-CO-NH + nCH =O HN CO NH CH + nH O 2 2 2 2 n 2 poli ( ure-fomanđehit ) Trang 22
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG Chương 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI A- GIỚI THIỆU CHUNG 1 – VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HỒN - Nhĩm IA (trừ H), nhĩm IIA,IIIA (trừ B) và một phần của các nhĩm IVA, VA, VIA. - Các nhĩm B (từ IB đến VIIIB). - Họ lantan và actini. 2 – CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI - Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại đều cĩ ít electron ở lớp ngồi cùng (1, 2 hoặc 3e). Thí dụ: Na: [Ne]3s1 Mg: [Ne]3s2 Al: [Ne]3s23p1 - Trong chu kì, nguyên tử của nguyên tố kim loại cĩ bán kính nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với các nguyên tử của nguyên tố phi kim. Thí dụ: 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 0,157 0,136 0,125 0,117 0,110 0,104 0,099 . B – TÍNH CHẤT VẬT LÝ CỦA KIM LOẠI 1. Tính chất chung: Ở điều kiện thường, các kim loại đều ở trạng thái rắn (trừ Hg), cĩ tính dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt và cĩ ánh kim. 2. Giải thích a. Tính dẻo Kim loại cĩ tính dẻo là vì các ion dương trong mạng tinh thể kim loại cĩ thể trượt lên nhau dễ dàng mà khơng tách rời nhau nhờ những electron tự do chuyển động dính kết chúng với nhau. - Những kim loại cĩ đọ dẻo cao là: Au, Ag, Al, Cu Trang 23
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG b. Tính dẫn điện - Khi đặt một hiệu điện thế vào hai đầu dây kim loại, những electron chuyển động tự do trong kim loại sẽ chuyển động thành dịng cĩ hướng từ cực âm đến cực dương, tạo thành dịng điện. - Ở nhiệt độ càng cao thì tính dẫn điện của kim loại càng giảm do ở nhiệt độ cao, các ion dương dao động mạnh cản trở dịng electron chuyển động. - Một số kim loại dẫn điện tốt như: Ag, Cu, Al, Fe c. Tính dẫn nhiệt - Các electron trong vùng nhiệt độ cao cĩ động năng lớn, chuyển động hỗn loạn và nhanh chĩng sang vùng cĩ nhiệt độ thấp hơn, truyền năng lượng cho các ion dương ở vùng này nên nhiệt độ lan truyền được từ vùng này đến vùng khác trong khối kim loại. - Thường các kim loại dẫn điện tốt cũng dẫn nhiệt tốt. d. Ánh kim Các electron tự do trong tinh thể kim loại phản xạ hầu hết những tia sáng nhìn thấy được, do đĩ kim loại cĩ vẻ sáng lấp lánh gọi là ánh kim. Kết luận: Tính chất vật lí chung của kim loại gây nên bởi sự cĩ mặt của các electron tự do trong mạng tinh thể kim loại. Khơng những các electron tự do trong tinh thể kim loại, mà đặc điểm cấu trúc mạng tinh thể kim loại, bán kính nguyên tử, cũng ảnh hưởng đến tính chất vật lí của kim loại. ❖ Ngồi một số tính chất vật lí chung của các kim loại, kim loại cịn cĩ một số tính chất vật lí khơng giống nhau. - Khối lượng riêng: Nhỏ nhất: Li (0,5g/cm3); lớn nhất Os (22,6g/cm3). - Nhiệt độ nĩng chảy: Thấp nhất: Hg (−390C); cao nhất W (34100C). - Tính cứng: Kim loại mềm nhất là K, Rb, Cs (dùng dao cắt được) và cứng nhất là Cr (cĩ thể cắt được kính). C. TÍNH CHẤT HĨA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI - Trong một chu kì: Bán kính nguyên tử của nguyên tố kim loại < bán kính nguyên tử của nguyên tố phi kim. - Số electron hố trị ít, lực liên kết với hạt nhân tương đối yếu nên chúng dễ tách khỏi nguyên tử.  Tính chất hố học chung của kim loại là tính khử. M → Mn+ + ne 1. Tác dụng với phi kim a. Tác dụng với clo 0 0 t0 +3 -1 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 b. Tác dụng với oxi 0 0 t0 +3 -2 2Al + 3O2 2Al2O3 0 0 t0 +8/3 -2 3Fe + 2O2 Fe3O4 c. Tác dụng với lưu huỳnh Với Hg xảy ra ở nhiệt độ thường, các kim loại cần đun nĩng. 0 0 t0 +2 -2 Fe + S FeS 0 0 +2 -2 Hg + S HgS 2. Tác dụng với dung dịch axit a. Dung dịch HCl, H2SO4 lỗng. KL + dd axit dd muối (KL cĩ hĩa trị thấp)+ H2. + n+ M + H M + H2. Trang 24
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG Điều kiện: kim loại M phải đứng trước H trong dãy điện hĩa. - Tính khối lượng muối sunfat thu được khi hồ tan hết hỗn hợp kim loại bằng H2SO4 lỗng giải phĩng H2: msunfat = mKL + 96nH2 - Tính khối lượng muối clorua thu được khi hồ tan hết hỗn hợp kim loại bằng dd HCl giải phĩng H2: m clorua = mKL +71nH2 - Tính khối lượng muối sunfat thu được khi hồ tan hết hỗn hợp oxit kim loại bằng H2SO4 lỗng: msunfat = moxit + 80nH2SO4 - Tính khối lượng muối clorua thu được khi hồ tan hết hỗn hợp oxit kim loại bằng dd HCl: m clorua = moxit +27,5nHCl b. Dung dịch HNO3, H2SO4 đặc: Phản ứng với hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt) 0 +5 +2 +2 3Cu + 8HNO3 (loãng) 3Cu(NO3)2 + 2NO• + 4H2O 0 +6 +2 +4 Cu + 2H2SO4 (đặc) CuSO4 + SO2• + 2H2O. TH1: M + HNO3 M(NO3)n + sản phẩm khử (NO, NO2, N2, N2O, NH4NO3) + H2O - Sản phẩm khử là gì tùy thuộc vào bản chất kim loại và nồng độ dung dịch HNO3. + Đối với kim loại trung bình và yếu ( như Fe, Cu, Ag ) tác dụng với HNO3 đặc tạo khí NO2 và với HNO3 lỗng cho khí NO. + Đối với các kim loại mạnh như Mg, Al, Zn với HNO3 đặc cho khí NO2 và với HNO3 + lỗng nĩ cĩ thể khử sâu hơn sinh khí N2, N2O, NO, hoặc cĩ thể tạo muối NH4 .  Tìm sản phẩm khử dựa vào định luật bảo tồn số mol electron inin n KL KL sp khử sp khử NO / tạo muối 3 VD: 31.1088 i ni nnnnnnB BN A ANONON ONH NO 2243 2 Với: iKL = số e nhường của kim loại = hĩa trị cao nhất của kim loại. isp khử = số e nhận của sp khử. i = 3e ; i1 ;i10 ;i8eeee ;i8 NONONN ONH NO 22243 Tính khối lượng muối nitrat kim loại thu được khi cho hỗn hợp các kim loại tác dụng HNO3. o mmuối = mkl + 62( 3nNO + nNO2 + 8nN2O +10nN2+ 8nNH4NO3) + 80nH4NO3 Lưu ý: +) Khơng tạo ra khí nào thì số mol khí đĩ bằng 0.  Tìm số mol axit tham gia phản ứng: nin  ( . số N). HNO sp khử trong spk 3 sp khử VD:42.121010 nnnnnnHNONONONN ONH NO 3 22243 x TH2: M + H2SO4 M2(SO4)n + sản phẩm khử S (S, SO2, H2S) + H2O  Tìm sản phẩm khử dựa vào định luật bảo tồn số mol electron: i n i n KL KL sp khử sp khử VD: i . n i . n 2 n 8. n 6 n AA BB SO2 HSS2  Tìm khối lượng muối sunfat thu được: 96 m = m + (i .n ). = m + (3.n +n +4n ). 96 muơi sunf at KL pứ spk spk KL pứ S SOH S 2 22 Trang 25
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG isp khử. nnHSO  ( số S trong sản phẩm khử).  Tìm số mol axit tham gia phản ứng: 24 2 sp khử VDnnnn:42.5 HSOSSOHS 24 22  Chú ý: Khi cho Fe tác dụng với HNO3, H2SO4 đ,nĩng nếu sau phản ứng Fe dư thì muối sinh ra là muối Fe2+. Fe + 2Fe3+ 3Fe2+  Lưu ý: +) Khơng tạo ra khí nào thì số mol khí đĩ bằng 0. +) Giá trị nHNO3 khơng phụ thuộc vào số kim loại trong hỗn hợp. 3+ 3+ 2+ +)Chú ý khi tác dụng với Fe vì Fe khử Fe về Fe nên số mol HNO3 đã dùng để hồ tan hỗn hợp kim loại nhỏ hơn so với tính theo cơng thức trên. Vì thế phải nĩi rõ HNO3 dư bao nhiêu %. + Một số kim loại như Fe, Al, Cr bị thụ động hĩa trong HNO3 đặc nguội, H2SO4 đặc nguội. 3. Tác dụng với nước - Các kim loại cĩ tính khử mạnh: kim loại nhĩm IA và IIA (trừ Be, Mg) như Li, K, Ba, Ca, Na khử H2O dễ dàng ở nhiệt độ thường. - Các kim loại cĩ tính khử trung bình chỉ khử nước ở nhiệt độ cao (Fe, Zn, ). Các kim loại cịn lại khơng khử được H2O. 0 +1 +1 0 2Na + 2H2O 2NaOH + H2• 570c 570c Fe + H2O  Fe3O4 + H2. Fe + H2O  Fe3O4 + H2 4. Tác dụng với dung dịch muối: Kim loại mạnh hơn cĩ thể khử được ion của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do. Phản ứng xảy ra theo chiều dãy điện hĩa và bắt đầu từ Mg. 0 +2 +2 0 Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu• 5. Tác dụng vớ oxit lim loại. - Những kim loại mạnh như Mg, Al, Na cĩ thể khử các oxit kim loại thành kim loại yếu hơn. Ví dụ: to Al + Fe3O4  Al2O3 + Fe D – DÃY ĐIỆN HĨA CỦA KIM LOẠI 1. Cặp oxi hố – khử của kim loại Ag+ + 1e Ag Cu2+ + 2e Cu Fe2+ + 2e Fe [O] [K] Dạng oxi hố và dạng khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hố – khử của kim loại. Thí dụ: Cặp oxi hố – khử Ag+/Ag; Cu2+/Cu; Fe2+/Fe 2. So sánh tính chất của các cặp oxi hố – khử Thí dụ: So sánh tính chất của hai cặp oxi hố – khử Cu2+/Cu và Ag+/Ag. Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag Kết luận: Tính khử: Cu > Ag Tính oxi hố: Ag+ > Cu2+ 3. Dãy điện hố của kim loại K+ Na+ Mg2+ Al 3+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Ag+ Au3+ Tính oxi hoá của ion kim loại tăng K Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H2 Cu Ag Au Tính khử của kim loại giảm 4. Ý nghĩa dãy điện hố của kim loại Trang 26
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG Dự đốn chiều của phản ứng oxi hố – khử theo quy tắc α: Phản ứng giữa hai cặp oxi hố – khử sẽ xảy ra theo chiều chất oxi hố mạnh hơn sẽ oxi hố chất khử mạnh hơn, sinh ra chất oxi hố yếu hơn và chất khử yếu hơn. Thí dụ: Phản ứng giữa hai cặp Fe2+/Fe và Cu2+/Cu xảy ra theo chiều ion Cu2+ oxi hố Fe tạo ra ion Fe2+ và Cu. Fe2+ Cu2+ Fe Cu Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu Tổng quát: Giả sử cĩ 2 cặp oxi hố – khử Xx+/X và Yy+/Y (cặp Xx+/X đứng trước cặp Yy+/Y). Xx+ Yy+ X Y Phương trình phản ứng: Yy+ + X → Xx+ + Y. 5. MỘT SỐ DẠNG TỐN VỀ KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH MUỐI. 5.1. PHƯƠNG PHÁP GIẢI BÀI TỐN MỘT KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH CHỨA MỘT MUỐI 1.1- Phương pháp: Dạng bài tập này thường cho dưới dạng nhúng một lá kim loại vào một dung dịch muối,sau phản ứng lấy lá kim loại ra khỏi dung dịch rồi cân lại thấy khối lượng lá kim loại thay đổi. Phương trình: kim loạitan + muối Muối mới + kim loại mớibám. + Nếu đề bài cho khối lượng lá kim loại tăng hay giảm là m thì áp dụng như sau: Khối lương lá kim loại tăng lên so với trước khi nhúng ta cĩ: mkim loại bám vào - mkim loại tan ra = mtăng Khối lương lá kim loại giảm so với trước khi nhúng ta cĩ: mkim loại tan ra - mkim loại bám vào = mgiảm + Nếu đề bài cho khối lượng lá kim loại tăng hay giảm là x% thì ta áp dụng như sau: Khối lương lá kim loại tăng lên x% so với trước khi nhúng ta cĩ: x m kim loại bám vào - mkim loại tan ra = mbđ* 100 Khối lương lá kim loại giảm xuống x% so với trước khi nhúng ta cĩ: mkim loại tan ra - mkim loại bám vào = mbđ* Với mbđ là khối lượng ban đầu của thanh kim loại hoặc đề sẽ cho sẵn khối lượng kim loại ban đầu. 5.2. PHƯƠNG PHÁP GIẢI BÀI TỐN MỘT KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH CHỨA HỖN HỢP MUỐI. 2.1- Phương pháp: Cần lưu ý đến thứ tự các phản ứng: Ion kim loại trong các dung dịch muối lần lượt bị khử theo thứ tự giảm dần tính oxi hĩa. Nghĩa là kim loại sẽ tác dụng với ion kim loại cĩ tính oxi hĩa mạnh trước. Ví dụ: Cho Mg (z mol) phản ứng với dung dịch chứa đồng thời FeSO4 a mol và CuSO4 b mol thì ion Cu2+ sẽ bị khử trước và bài tốn dạng này thường giải theo 3 trường hợp: Mg + CuSO4 → MgSO4 + Cu (1) Mg + FeSO4 → MgSO4 + Fe (2) TH 1: Chỉ xảy ra pứ(1). Nghĩa là pứ(1) xảy ra vừa đủ lúc đĩ dung dịch sau phản ứng gồm: MgSO4, FeSO4 chưa phản ứng và chất rắn chỉ cĩ Cu. TH 2: Xảy ra cả 2 pứ(1) và (2) vừa đủ. Nghĩa là dung dịch thu được chỉ cĩ MgSO4 và chất rắn gồm Cu và Fe. TH 3: Pứ(1) xảy ra hết và pứ(2) xảy ra một phần, lúc này lại cĩ 2 khả năng xảy ra Trang 27
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Sau phản ứng (2) FeSO4 dư: Số mol FeSO4 dư là (a-x) mol với x là số mol FeSO4 tham gia phản ứng (2). Lúc đĩ dung dịch sau phản ứng gồm: MgSO4, FeSO4dư và chất rắn gồm Cu và Fe. - Sau phản ứng (2) Mg dư: Số mol Mg dư là z – (a+b) với (a+b) là số mol Mg phản ứng với 2 muối. Lúc đĩ dung dịch sau phản ứng gồm: MgSO4 và chất rắn gồm Cu, Fe và Mg dư. Bài tốn dạng này thường chỉ xảy ra trường hợp 3, để giải được ta cần chú ý qui tắc sắp xếp của dãy điện hĩa, cặp chất nào xảy ra trước và chú ý cách đặt số mol vào phương trình cho phù hợp. Phải xác định được dung dịch và chất rắn sau phản ứng gồm những chất nào với số mol bao nhiêu. 5.3. PHƯƠNG PHÁP GIẢI BÀI TỐN HỖN HỢP KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH CHỨA MỘT MUỐI. 3.1- Phương pháp: Khi cho hỗn hợp kim loại vào dung dịch chứa 1 muối ta cần chú ý đến thứ tự của các phản ứng xảy ra: Kim loại nào cĩ tính khử mạnh hơn sẽ phản ứng với ion kim loại trong dung dịch muối trước. Nếu sau phản ứng ion kim loại vẫn cịn thì phản ứng tiếp với kim loại cĩ tính khử mạnh tiếp theo. Đối với những bài tốn chưa cho số mol cụ thể ta phải lập các trường hợp để giải. Ví dụ: Cho hỗn hợp Mg (a mol) và Fe (b mol) tác dụng với dung dịch chứa x mol CuSO4 thì Mg sẽ phản ứng trước, khi nào Mg hết mà CuSO4 vẫn cịn thì phản ứng tiếp với Fe. Bài tốn này cũng cĩ 3 trường hợp cĩ thể xảy ra theo thứ tự như sau: Mg + CuSO4 → MgSO4+ Cu (1) Mol a >a >a Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (2) Mol x x TH 1: Chỉ xảy ra phản ứng (1). Lúc đĩ dung dịch chỉ cĩ MgSO4 và chất rắn gồm Cu, Fe cịn nguyên và cĩ thể cĩ Mg cịn dư. TH 2: Xảy ra cả 2 phản ứng (1) và (2) vừa đủ. Lúc đĩ dung dịch gồm MgSO4 và FeSO4 và chất rắn chỉ cĩ Cu. TH 3: Phản ứng (1) xảy ra hết và phản ứng (2) xảy ra một phần và thường cĩ 2 khả năng - Sau phản ứng Fe cịn dư. Mg + CuSO4 → MgSO4+ Cu (1) Mol a >a >a >a Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (2) Mol x x >x + Dung dịch sau phản ứng gồm: MgSO4: a mol,FeSO4: x mol + Chất rắn sau phản ứng gồm: Cu (a+x)mol và Fe dư: (b-x)mol - Sau phản ứng CuSO4 cịn dư. Mg + CuSO4 → MgSO4+ Cu (1) Mol a >a >a >a Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (2) Mol b >b >b >b + Dung dịch sau phản ứng gồm: MgSO4: a mol, FeSO4: x mol, CuSO4 dư: [x-(a+b)] mol + Chất rắn sau phản ứng gồm: Cu (a+b)mol . - Bài tốn dạng này cĩ 3 trường hợp, với phần thi trắc nghiệm và bài tập cho hỗn hợp kim loại thường chỉ xảy ra trường hợp 3, trong trường hợp 3 lại cĩ 2 khả năng và thường nếu đề cho khối lượng chất rắn sau phản ứng ta giải trường hợp kim loại dư. Cịn nếu bài tốn cho dữ kiện sau phản ứng là dung dịch ta giải trường hơp dung dịch muối dư. Trang 28
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Đây chỉ là một trong những phương pháp để giải dạng bài tốn này, tuy nhiên tùy thuộc vào câu hỏi và đề bài mà cĩ cách làm phù hợp, đặc biệt là với dạng tốn trắc nghiệm nên chú ý thêm đến một số thủ thuật và phương pháp giải nhanh. 5.4. PHƯƠNG PHÁP GIẢI BÀI TỐN HỖN HỢP KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH CHỨA HỖN HỢP MUỐI. 4.1- Phương pháp: Đối với dạng bài tập này cĩ rất nhiều trường hợp cĩ thể xảy ra, và do biết số mol nên ta áp dụng định luật bảo tồn electron để giải. Ví dụ: Cho hỗn hợp Mg và Zn tác dụng với dung dịch chứa Cu(NO3)2 và AgNO3. Nếu sau phản ứng thu được hỗn hợp 3 kim loại thì 3 kim loại này chỉ cĩ thể là: Cu, Ag, Zn (cịn nguyên hoặc dư). Do Zn cịn nên AgNO3 và Cu(NO3)2 đều đã phản ứng hết. Gọi a, b lần lượt là số mol Mg, Zn ban đầu c là số mol Zn cịn dư. x, y là số mol AgNO3, Cu(NO3)2 đã dùng Ta cĩ các quá trình cho và nhận electron như sau Qúa trình cho electron Qúa trình nhận electron Mg → Mg2+ + 2e Ag+ + 1e → Ag a > 2a x > x Zn → Zn2+ + 2e Cu2++ 2e → Cu (b-c) > 2(b-c) y >2y n = x+2y nelectron cho=2a+2(b-c) electron nhận Áp dụng định luật bảo tồn electron ta cĩ: 2a +2(b-c) = x + 2y E. PIN ĐIỆN HĨA (giảm tải). 1. Cấu tạo. +Mơ tả cấu tạo của pin điện hĩa: Là 1 thiết bị gồm: 2 lá kim loại, mỗi lá được nhúng vào 1 dd muối cĩ chứa cation của kim loại đĩ; 2 dd này được nối với nhau bằng 1 cầu muối (dd điện li trơ: NH4NO3, KNO3) + Suất điện động của pin điện hố (vd: Zn- Cu) Epin = 1,10 V Đ/v pin điện hĩa Zn-Cu ở hình 5.3 ta cĩ : o o o E pin E (Cu 2 / Cu ) E (Zn 2 / Zn) 2. Giải thích * Điện cực Zn (cực âm) là nguồn cung cấp e, Zn bị oxi hố thành Zn2+ tan vào dung dịch: Zn → Zn2+ + 2e * Điện cực Cu (cực dương) các e đến cực Cu, ở đây các ion Cu2+ bị khử thành kim loại Cu bám trên bề mặt lá đồng. Cu2+ + 2e → Cu * Vai trị của cầu muối : Trung hịa điện tích của 2 dd + + 2+ - Cation NH4 ( hoặc K ) và Zn di chuyển sang cốc đựng dung dịch CuSO4 – 2- - Ngược lại : các anion NO3 và SO4 di chuyển sang cốc đựng dung dịch ZnSO4. Sự di chuyển của các ion này làm cho các dung dịch muối luơn trung hồ điện. * Phương trình ion rút gọn biểu diễn quá trình oxi hố-khử xảy ra trên bề mặt các điện cực của pin điện hố: Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+ Oxh Kh Kh. yếu Oxh yếu Zn2+ Cu 2+ Zn Cu Trang 29
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG ChÊt oxi ho¸ yÕu ChÊt oxi ho¸ m¹nh t¹o thµnh ChÊt khư m¹nh ChÊt khư yÕu 3. Nhận xét – Cĩ sự biến đổi nồng độ các ion Cu2+ và Zn2+ trong quá trình hoạt động của pin. Cu2+ giảm, Zn2+ tăng – Năng lượng của phản ứng oxi hĩa – khử trong pin điện hĩa đã sinh ra dịng điện một chiều. – Những yếu tố ảnh hưởng đến suất điện động của pin điện hĩa như: * Nhiệt độ. * Nồng độ của ion kim loại. * bản chất của kim loại làm điện cực. - Trong pin điện hĩa: * Cực âm ( anot) : xảy ra qt oxi hĩa * Cực dương( catot) : xảy ra qt khử 4. Cấu tạo của điện cực hiđro chuẩn. - Điện cực platin. - Điện cực nhúng vào dd axit H+ 1 M. - Cho dịng khí H2 cĩ p =1 atm liên tục đi qua dd axit để bề mặt Pt hấp phụ khí H2. + Trên bề mặt của điện cực hidro xảy ra cân bằng oxi hĩa- khử của cặp oxi hố - khử H /H2 + H2 2H + 2e - Người ta chấp nhận một cách quy ước rằng thế điện cực của điện cực hidro chuẩn bằng 0,00V ở o mọi nhiệt độ : E 2H / H2 0,00V 5. Thế điện cực chuẩn của kim loại - Thiết lập pin điện hố gồm: điện cực chuẩn của kim loại ở bên phải, điện cực của hiđro chuẩn ở bên trái vơn kế hiệu điện thế lớn nhất giữa hai điện cực chuẩn: Suất điện động của pin - Thế điện cực chuẩn của kim loại cần đo được chấp nhận bằng suất điện động của pin tạo bởi điện cực hidro chuẩn và điện cực chuẩn của kim loại cần đo. Trong pin điện hĩa: Nếu điện cực kim loại là cực âm → thì thế điện cực chuẩn của kim loại cĩ giá trị âm, nếu điện cực kim loại là cực dương → thì thế điện cực chuẩn của kim loại cĩ giá trị dương * Xác định thế điện cực chuẩn của cặp Ag+/Ag : Các phản ứng xảy ra: – Ag là cực dương (catot): Ag+ + e → Ag + – Hidro là cực âm (anot) : H2 → 2H + 2e + + Phản ứng xảy ra trong pin: 2Ag + H2 → 2Ag + 2H -Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại là dãy được sắp xếp theo chiều tăng dần thế điện cực chuẩn của kim loại. 6. Ý nghĩa thế điện cực chuẩn của kim loại - Trong dung mơi nước, thế điện cực chuẩn của kim loại 0 n+ E M n / M càng lớn thì tính oxi hĩa của cation M càng mạnh và tính khử của kim loại M càng yếu. Ngược lại thế điện cực chuẩn của kim loại càng nhỏ thì tính oxi hĩa của cation càng yếu và tính khử của kim loại càng mạnh. Học sinh phân tích phản ứng giữa 2 cặp oxi hĩa–khử : Cu2+/Cu (E0 = +0,34V) và Ag+/Ag ( E0 = +0,80V) thấy: – ion Cu2+ cĩ tính oxi hĩa yếu hơn ion Ag+. – kim loại Cu cĩ tính khử mạnh hơn Ag. – Cặp oxi hĩa–khử Cu2+/Cu cĩ thế điện cực chuẩn nhỏ hơn của cặp oxi hĩa –khử Ag+/Ag. 7. Kết luận: + kim loại của cặp oxi hĩa–khử cĩ thế điện cực chuẩn nhỏ hơn cĩ khử được cation kim loại của cặp oxi hĩa–khử cĩ thế điện cực chuẩn lớn hơn. ( Hoặc : Cation kim loại trong cặp oxi hĩa–khử cĩ thế điện cực chuẩn lớn hơn cĩ thể oxi hĩa được kim loại trong cặp cĩ thế điện cực chuẩn nhỏ hơn.) Trang 30
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG Hoặc theo quy tắc : Chất oxi hĩa mạnh mạnh hơn sẽ oxi hĩa chất khử mạnh hơn , sinh ra chất oxi hĩa yếu hơn và chất khử yếu hơn 2Ag+ + Cu → Cu2+ + 2Ag + 2+ Mg + 2H → Mg + H2 + Kim loại trong cặp oxi hĩa- khử cĩ thế điện cực chuẩn nhỏ hơn 0,00 V đẩy được hidro ra khỏi dd + + axit HCl, H2SO4 lỗng. (Hoặc : cation H trong cặp 2H /H2 oxi hĩa được kim loại trong cặp oxi hĩa – khử cĩ thế điện cực chuẩn nhỏ hơn ( thế điện cực chuẩn âm) 0 - Suất điện động chuẩn của pin điện hĩa (E pin) bằng thế điện cực chuẩn của cực dương trừ đi thế điện cực chuẩn của cực âm. Suất điện động của pin điện hĩa luơn là số dương. Ta cĩ thể xác định được thế điện cực chuẩn của cặp oxi hĩa–khử khi biết suất điện động chuẩn của 0 pin điệ hĩa (E pin) và thế điện cực chuẩn của cặp oxi hĩa–khử cịn lại . Thí dụ: với pin (Ni-Cu) ta cĩ: 0 0 0 E 2 E 2 E Ni / Ni Cu / Cu pin F. LÝ THUYẾT VÀ BÀI TẬP VỀ ĐIỆN PHÂN. I- Khái niệm Sự điện phân là quá trình oxi hĩa – khử xảy ra ở bề mặt các điện cực khi cĩ dịng điện một chiều đi qua chất điện li nĩng chảy hoặc dung dịch chất điện li. II. Khảo sát quá trình điện phân: Khảo sát quá trình điện phân gồm các bước: 1. Viết phương trình điện ly, xác định các chất, ion trên từng điện cực - Cực âm (-) catot là nơi cation đi về, xảy ra quá trình khử cation - Cực dương (+) anot là nơi anion đi về, xảy ra quá trình oxi hĩa anion 2. Viết các bán phản ứng oxi hĩa- khử trên từng điệnc cực - Cực âm (-) catot xảy ra quá trình khử cation làm giảm số oxi hĩa - Cực dương (+) catot xảy ra quá trình oxi hĩa anion làm tăng số oxi hĩa Chú ý thứ tự cho và nhận electron trên từng điện cực - Tại cực âm, chất cĩ tính oxi hĩa mạnh hơn sẽ nhận electron trước - Tại cực dương, chất cĩ tính khử mạnh hơn sẽ nhường electron trước 3. Viết phương trình điện phân - Cộng các bán phản ứng oxi hĩa và khử ( kèm theo hệ số để electron cho và nhận bằng nhau ) ta được phương trình điện phân. 4. Xét phản ứng phụ xảy ra trên từng điện cực nếu cĩ. - Ta thường chú ý tới mơi trường xảy ra sự điện phân, sản phẩm của quá trình điện phân, điện cực cĩ thể phản ứng với nhau. 5. Tối ưu hĩa các điều kiện kĩ thuật. - Xúc tác. - Màn ngăn. 6. Tính sản phẩm thu được AIt Cơng thức của định luật Faraday m nF Trong đĩ: A là khối lương mol (gam/mol) n là số lectron traao đổi I là cường độ dịng điện (A) F là hằng số Faraday (F=96500) t là thời gian điện phân (s) m là khối lượng sản phẩm thu được (g) Tuy nhiên cơng thức trên ít được sử dụng trong hĩa học vì khĩ xác định được giá trị n, thường ta sử It dụng cơng thức n F Trong đĩ n là số mol electron trao đổi ở mỗi điện cực III- Một số kết quả và chú ý quan trọng 1. Thứ tự cho và nhận electron ở các điện cực - Catot (-) xảy ra quá trình khử cation theo thứ tự ưu tiên: chất oxi hĩa mạnh hơn sẽ nhận electron trước theo thứ tự ngược chiều dãy điện hĩa Trang 31
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG Tổng quát: Mn+ + ne → M + + Chú ý : 2H + 2e → H2 ( H của dung dịch axit) − + 2H2O + 2e→ H2 + 2OH ( H trong nước nhận e) - Anot (+) xảy ra quá trình oxi hĩa anion theo thứ tự ưu tiên: Chất khử mạnh hơn sẽ 2− − − − − 2− − nhường electron trước S > I > Br > Cl > OH > H2O> (SO4 , NO3 ) gốc axit cĩ oxi coi như khơng bị điện phân. Tổng quát: Anion phi kim → phi kim + ne − e Ví dụ 2Cl → Cl2 + 2 − − Chú ý : 4OH → O2 + 2H2O + 4e ( OH cĩ trong điện phân nĩng chảy hoặc điện phân dung dịch NaOH). + 2H2O → O2 + 4H + 4e. 2. Điện phân nĩng chảy và điện phân dung dịch. - Chỉ khác nhau cơ bản vì sự cĩ mặt của nước a. Đối với điện phân nĩng chảy: - Điều kiện chất điện phân nĩng chảy: chất điện phân phải bền ở nhiệt độ nĩng chảy hoặc cao hơn ( ví dụ từ AlCl3 khơng thể điện phân nĩng chảy ra Al được vì nĩ thăng hoa), chất phải cĩ nhiệt độ nĩng chảy tương đối thấp hoặc cĩ thể hạ thấp bằng xúc tác để đỡ tốn năng lượng, - Chất thường đem điện phân nĩng chảy + Muối của axit khơng cĩ oxi như NaCl, MgCl2, + Oxit của kim loại mạnh như Al2O3, + Hidroxit của kim loại mạnh như NaOH, KOH b. Điện phân dung dịch. - Chất đem điện phân phải tan. - Chú ý sự điện phân của nước ở hai điện cực. - Cĩ 4 trường hợp điện phân dung dịch muối. + Muối = Kim loại (Al về trước) + axit cĩ oxi → chính là điện phân H2O → H2 + O2. + − Ví dụ điện phân dung dịch Na2SO4. Tại catot (-) cĩ Na , H2O thì 2H2O + 2e→ H2 + 2OH . 2− + Tại Anot (+) cĩ SO4 và H2O thì 2H2O → O2 + 4H + 4e. → Phương trình điện phân là 2H2O → 2H2 + O2 + Muối = Kim loại (Al về sau) + axit cĩ oxi → KL + O2 + axit (như CuSO4, AgNO3 ) 2+ 2+ Ví dụ điện phân dung dịch CuSO4. Tại Catot (-) cĩ Cu , H2O thì Cu + 2e → Cu 2− + Tại Anot (+) cĩ SO4 và H2O thì 2H2O → O2 + 4H + 4e. → Phương trình điện phân là CuSO4 + H2O → Cu + ½ O2 + H2SO4. + Muối = Kim loại (Al về trước) + axit khơng cĩ oxi → bazo + H2 + PK ( như NaCl, CaCl2 ). + − Ví dụ điện phân dung dịch NaCl Tại catot (-) cĩ Na , H2O thì 2H2O + 2e→ H2 + 2OH . − − Tại Anot (+) cĩ Cl và H2O thì 2Cl + 2e → Cl2. → Phương trình điện phân là 2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2. + Muối = Kim loại (Al về sau) + axit khơng cĩ oxi → Kl + PK ( ví dụ CuCl2, FeCl3 ) 2+ 2+ Ví dụ điện phân dung dịch CuCl2 Tại catot (-) cĩ Cu , H2O thì Cu + 2e → Cu − − Tại Anot (+) cĩ Cl và H2O thì 2Cl + 2e → Cl2. → Phương trình điện phân là CuCl2 → Cu + Cl2. 3. Một số phản ứng phụ xảy ra sau khi điện phân. - Ví dụ điện phân nĩng chảy Al2O3 thì sau phản ứng ngồi khí oxi ta cịn thu được CO và CO2 do điện cực làm bằng cacbon than chì nên cĩ phản nwgs với oxi sinh ra - Hoặc điện phân dung dịch NaCl khơng màng ngăn thì Cl2 sinh ra lại tác dụng với NaOH tạo nước gia-ven dpdd cĩ mn 2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2. Nếu khơng màng ngăn: Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O. Trang 32
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Hoặc điện phân dung dịch Cu(NO3)2 + H2O → Cu + ½ O2 + 2HNO3. Nếu để nguyên dung dịch sau điện phân thì 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 +2NO +4H2O G- HỢP KIM I – KHÁI NIỆM: Hợp kim là vật liệu kim loại cĩ chứa một số kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi kim khác. Thí dụ: - Thép là hợp kim của Fe với C và một số nguyên tố khac. - Đuyra là hợp kim của nhơm với đồng, mangan, magie, silic. II – TÍNH CHẤT Tính chất của hợp kim phụ thuộc vào thành phần các đơn chất tham gia cấu tạo mạng tinh thể hợp kim. ❖ Tính chất hố học: Tương tự tính chất của các đơn chất tham gia vào hợp kim. Thí dụ: Hợp kim Cu-Zn - Tác dụng với dung dịch NaOH: Chỉ cĩ Zn phản ứng Zn + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2↑ - Tác dụng với dung dịch H2SO4 đặc, nĩng: Cả 2 đều phản ứng Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2H2O ❖ Tính chất vật lí, tính chất cơ học: Khác nhiều so với tính chất của các đơn chất. Thí dụ: - Hợp kim khơng bị ăn mịn: Fe-Cr-Ni (thép inoc), - Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-Cr-W-Fe, 0 - Hợp kim cĩ nhiệt độ nĩng chảy thấp: Sn-Pb (thiếc hàn, tnc = 210 C, - Hợp kim nhẹ, cứng và bền: Al-Si, Al-Cu-Mn-Mg. III – ỨNG DỤNG - Những hợp kim nhẹ,bền chịu được nhiệt độ cao và áp suất cao dùng để chế tạo tên lửa, tàu vũ trụ, máy bay, ơ tơ, - Những hợp kim cĩ tính bền hố học và cơ học cao dùng để chế tạo các thiết bị trong ngành dầu mỏ và cơng nghiệp hố chất. - Những hợp kim khơng gỉ dùng để chế tạo các dụng cụ y tế, dụng cụ làm bếp, - Hợp kim của vàng với Ag, Cu (vàng tây) đẹp và cứng dùng để chế tạo đồ trang sức và trước đây ở một số nước cịn dùng để đúc tiền. H- Sự ăn mịn kim loại. I – KHÁI NIỆM: Sự ăn mịn kim loại là sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong mơi trường xung quanh. Hệ quả: Kim loại bị oxi hố thành ion dương M → Mn+ + ne II – CÁC DẠNG ĂN MỊN 1. Ăn mịn hố học: Thí dụ: - Thanh sắt trong nhà máy sản xuất khí Cl2 0 0 +3 -1 2Fe + 3C2l 2FeCl3 - Các thiết bị của lị đốt, các chi tiết của động cơ đốt trong 0 0 t0 +8/3 -2 3Fe + 2O2 Fe3O4 0 +1 t0 +8/3 0 3Fe + 2H2O Fe3O4 + H2•  Ăn mịn hố học là quá trình oxi hố – khử, trong đĩ các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong mơi trường. 2. Ăn mịn điện hố a. Khái niệm ❖ Thí nghiệm: (SGK) ❖ Hiện tượng: Trang 33
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Kim điện kế quay  chứng tỏ cĩ dịng điện chạy qua. - Thanh Zn bị mịn dần. - Bọt khí H2 thốt ra cả ở thanh Cu. ❖ Giải thích: - Điện cực âm (anot); Zn bị ăn mịn theo phản ứng: Zn → Zn2+ + 2e Ion Zn2+ đi vào dung dịch, các electron theo dây dẫn sang điện cực Cu. + - Điện cực dương (catot): ion H của dung dịch H2SO4 nhận electron biến thành nguyên tử H rồi thành phân tử H2 thốt ra. + 2H + 2e → H2↑  Ăn mịn điện hố là quá trình oxi hố – khử, trong đĩ kim loại bị ăn mịn do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dịng electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương. b. Ăn mịn điện hố học hợp kim sắt trong khơng khí ẩm Thí dụ: Sự ăn mịn gang trong khơng khí ẩm. - Trong khơng khí ẩm, trên bề mặt của gang luơn cĩ một lớp nước rất mỏng đã hồ tan O2 và khí CO2, tạo thành dung dịch chất điện li. - Gang cĩ thành phần chính là Fe và C cùng tiếp xúc với dung dịch đĩ tạo nên vơ số các pin nhỏ mà sắt là anot và cacbon là catot. Tại anot: Fe → Fe2+ + 2e Các electron được giải phĩng chuyển dịch đến catot. − Tại catot: O2 + 2H2O + 4e → 4OH 2+ 2+ Ion Fe tan vào dung dịch chất điện li cĩ hồ tan khí O2, Tại đây, ion Fe tiếp tục bị oxi hố, dưới − tác dụng của ion OH tạo ra gỉ sắt cĩ thành phần chủ yếu là Fe2O3.nH2O. c. Điều kiện xảy ra sự ăm mịn điện hố học ❖ Các điện cực phải khác nhau về bản chất: Cặp KL – KL; KL – PK; KL – Hợp chất hố học ❖ Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp qu dây dẫn. ❖ Các điện cực cùng tiếp xúc với một dung dịch chất điện li. III – CHỐNG ĂN MỊN KIM LOẠI 1. Phương pháp bảo vệ bề mặt Dùng những chất bền vững với mơi trường để phủ mặt ngồi những đồ vật bằng kim loại như bơi dầu mỡ, sơn, mạ, tráng men, Thí dụ: Sắt tây là sắt được tráng thiếc, tơn là sắt được tráng kẽm. Các đồ vật làm bằng sắt được mạ niken hay crom. 2. Phương pháp điện hố Nối kim loại cần bảo vệ với một kim loại hoạt động hơn để tạo thành pin điện hố và kim loại hoạt động hơn sẽ bị ăn mịn, kim loại kia được bảo vệ. Thí dụ: Bảo vệ vỏ tàu biển làm bằng thép bằng cách gán vào mặt ngồi của vỏ tàu (phần chìm dưới nước) những khối Zn, kết quả là Zn bị nước biển ăn mịn thay cho thép. H- ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI. I – NGUYÊN TẮC ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI Khử ion kim loại thành nguyên tử. Mn+ + ne → M II – PHƯƠNG PHÁP 1. Phương pháp nhiệt luyện ❖ Nguyên tắc: Khử ion kim loại trong hợp chất ở nhiệt độ cao bằng các chất khử như C, CO, H2 hoặc các kim loại hoạt động như Al, Mg ❖ Phạm vi áp dụng: Sản xuất các kim loại cĩ tính khử trung bình (Zn, Fe, Sn, Pb, ) trong cơng nghiệp. Thí dụ: t0 PbO + H2 Pb + H2O t0 Fe3O4 + 4CO 3Fe + 4CO2 Trang 34
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG t0 Fe2O3 + 2Al 2Fe + Al2O3 2. Phương pháp thuỷ luyện ❖ Nguyên tắc: Dùng những dung dịch thích hợp như: H2SO4, NaOH, NaCN, để hồ tan kim loại hoặc các hợp chất của kim loại và tách ra khỏi phần khơng tan cĩ ở trong quặng. Sau đĩ khử những ion kim loại này trong dung dịch bằng những kim loại cĩ tính khử mạnh như Fe, Zn, Thí dụ: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓ Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu↓ ❖ Phạm vi áp dụng: Thường sử dụng để điều chế các kim loại cĩ tính khử yếu. 3. Phương pháp điện phân a. Điện phân hợp chất nĩng chảy ❖ Nguyên tắc: Khử các ion kim loại bằng dịng điện bằng cách điện phân nĩng chảy hợp chất của kim loại. ❖ Phạm vi áp dụng: Điều chế các kim loại hoạt động hố học mạnh như K, Na, Ca, Mg, Al. Thí dụ 1: Điện phân Al2O3 nĩng chảy để điều chế Al. K (-) Al2O3 A (+) Al 3+ O2- 3+ 2- Al + 3e Al 2O O2 + 4e đpnc 2Al 2O3 4Al + 3O2• Thí dụ 2: Điện phân MgCl2 nĩng chảy để điều chế Mg. K (-) MgCl 2 A (+) Mg 2+ Cl- 2+ - Mg + 2e Mg 2Cl Cl2• + 2e đpnc MgCl 2 Mg + Cl2• b. Điện phân dung dịch ❖ Nguyên tắc: Điện phân dung dịch muối của kim loại. ❖ Phạm vi áp dụng: Điều chế các kim loại cĩ độ hoạt động hố học trung bình hoặc yếu. Thí dụ: Điện phân dung dịch CuCl2 để điều chế kim loại Cu. K (-) CuCl2 A (+) 2+ - Cu , H2O (H2O) Cl , H2O 2+ - Cu + 2e Cu 2Cl Cl2• + 2e đpdd CuCl2 Cu + Cl2• c. Tính lượng chất thu được ở các điện cực AIt Dựa vào cơng thức Farađây: m = , trong đĩ: nF m: Khối lượng chất thu được ở điện cực (g). A: Khối lượng mol nguyên tử của chất thu được ở điện cực. n: Số electron mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận. I: Cường độ dịng điện (ampe) t: Thời gian điện phân (giấy) F: Hằng số Farađây (F = 96.500). CHƯƠNG 6 – KIM LOẠI KIỀM, KIỀM THỔ VÀ NHƠM BÀI 1: KIM LOẠI KIỀM I - Vị trí và cấu tạo: Trang 35
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG 1.Vị trí của kim lọai kiềm trong bảng tuần hồn. Các kim lọai kiềm thuộc nhĩm IA, gồm 6 nguyên tố hĩa học: Liti(Li), Kali(K), Natri(Na), Rubiđi(Rb), Xesi(Cs), Franxi(Fr). Franxi là nguyên tố phĩng xạ tự nhiên. Sở dĩ được gọi là kim lọai kiềm vì hiđroxit của chúng là chất kiềm mạnh. 2.Cấu tạo và tính chất của kim lọai kiềm. - Cấu hình electron chung: ns1 - Năng lượng ion hĩa: Các nguyên tử kim lọai kiềm cĩ năng lượng ion hĩa I1 nhỏ nhất so với các kim lọai khác cùng chu kì. - Năng lượng ion hĩa I2 lớn hơn năng lượng ion hĩa I1 nhiều lần (6 đến 14 lần ), năng lựợng ion hĩa I1 giảm dần từ Li đến Cs. - Liên kết kim loại trong kim lọai kiềm là liên kết yếu. - Cấu tạo mạng tinh thể: Lập Phương Tâm Khối. (Rỗng nhẹ + mềm). II - Tính chất vật lí Các kim lọai kiềm cĩ màu trắng bạc và cĩ ánh kim rất mạnh, biến mất nhanh chĩng khi kim loại tiếp xúc với khơng khí. (Bảo quản trong dầu hỏa). 1. Nhiệt độ nĩng chảy và nhiệt độ sơi: Nhiệt độ nĩng chảy và nhiệt độ sơi của kim lọai kiềm thấp hơn nhiều so với các kim lọai khác, giảm dần từ Li đến Cs do liên kết kim lọai trong mạng tinh thể kim lọai kiềm kém bền vững, yếu dần khi kích thước nguyên tử tăng lên. 2. Khối lượng riêng: Khối lượng riêng của kim lọai kiềm cũng nhỏ hơn so với các kim lọai khác do nguyên tử của các kim lọai kiềm cĩ bán kính lớn và do cấu tạo mạng tinh thể của chúng kém đặc khít. 3. Tính cứng: Các kim lọai kiềm đều mềm, cĩ thể cắt chúng bằng dao do liên kết kim lọai trong mạng tinh thể yếu. 4. Độ dẫn điện: Các kim loại kiềm cĩ độ dẫn điện cao nhưng kém hơn nhiều so với bạc do khối lượng riêg tương đối bé làm giảm số hạt mang điện tích. 5. Độ tan: Tất cả các kim lọai kiềm cĩ thể hịa tan lẫn nhau và đều dễ tan trong thủy ngân tạo nên hỗn hống. Ngồi ra chúng cịn tan đuơc trong amoniac lỏng và độ tan của chúng khá cao. * LƯU Ý: Các kim loại tự do cũng như hợp chất dễ bay hơi của chúng khi được đưa vào ngọn lửa khơng màu làm ngọn lửa trở nên cĩ màu đặc trưng: •Li cho màu đỏ tía •Na màu vàng •K màu tím •Rb màu tím hồng •Cs màu xanh lam. III. Tính chất hĩa học Tính khử mạnh hay dễ bị oxi hố. M → M+ + 1e( quá trình oxi hố kim loại ) 1. Tác dụng với phi kim 1. Ở nhiệt độ thường : tạo oxit cĩ cơng thức M2O (Li, Na) hay tạo M2O2 (K, Rb, Cs, Fr). 2. Ở nhiệt độ cao : tạo M2O2 (Na) hay MO2 (K, Rb, Cs, Fr) ( trừ trường hợp Li tạo LiO). 3. Phản ứng mãnh liệt với halogen (X2)để tạo muối halogenuA. to 2M + X2  2MX 4. Phản ứng với hiđro tạo kim loại hiđrua. 2M + H2 2MH Thí dụ: 2Na + O2 Na2O2 ( r ) 2Na + H2 2NaH 2. Tác dụng với nước và dung dịch axit ở điều kiện thường: (gây nổ  ) Do hoạt động hĩa họa mạnh nên các kim loại kiềm phản ứng mãnh liệt với nước và các dung dịch axit. Trang 36
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG + + Tổng quát: 2M + 2H → 2M + H2 ↑ 2M + 2 H2O → 2MOH ( dd ) + H2 ↑ 3. Tác dụng với cation kim loại to - Với oxit kim loại.: 2Na + CuO   Na2O + Cu - Với cation kim loại của muối tan trong nước thì kim loại kiềm tác dụng với nước trước mà khơng tuân theo quy luật bình thường là kim loại hoạt động mạnh đẩy kim loại hoạt động yếu ra khỏi muối của chúng. Thí dụ: Khi cho Na tác dụng với dd muối CuSO4 . 2 Na +2H2O →2NaOH +H2↑ 2 NaOH+ CuSO4→Na2SO4 +Cu(OH)2 4. Tác dụng với các kim loại khác :Một số kim loại kiềm tạo thành hợp kim rắn với các kim loại khác, natri tạo hợp kim rắn với thủy ngân – hỗn hống natri (Na-Hg). 5. Tác dụng với NH3 Khi đun nĩng trong khí amoniac, các kim loại kiềm dễ tạo thành amiđua: Thí dụ: 2Na + 2 NH3 → 2NaNH2 + H2↑ IV – Ứng dụng và điều chế 1. Ứng dụng của kim lọai kiềm Kim lọai kiềm cĩ nhiều ứng dụng quan trọng : ➢ Chế tạo hợp kim cĩ nhiệt độ nĩng chảy thấp dùng trong thiết bị báo cháy, ➢ Các kim lọai Na và K dùng làm chất trao đổi nhiệt trong 1 vài lọai lị phản ứng hạt nhân. ➢ Kim lọai xesi dùng chế tạo tế bào quang điện. ➢ Điều chế 1 số kim lọai hiếm bằng phương pháp nhiệt luyện. ➢ Dùng nhiều trong tổng hợp hữu cơ. 2. Điều chế kim lọai kiềm: - Trong tự nhiên kim lọai kiềm chỉ tồn tại ở dạng hợp chất. - Phương pháp thường dùng để điều chế kim lọai kiềm là điện phân nĩng chảy muối halogenua hoặc hiđroxit của kim loại kiềm trong điều kiện khơng cĩ khơng khí. Thí dụ : *Na được điều chế bằng cách điện phân nĩng chảy hỗn hợp NaCl với 25% NaF và 12% KCl ở nhiệt độ cao, cực dương than chì và cực âm làm bằng Fe. dpnc 2NaCl   2Na + Cl2 * Li được điều chế bằng cách điện phân hỗn hợp LiCl và KCl * Rb và Cs được điều chế bằng cách dung kim loại Ca khử các clorua ở nhiệt độ cao và trong chân khơng: 700o c 2RbCl + Ca  CaCl2 + 2Rb CaC2 + 2CsCl 2C + CaCl2 + 2Cs BÀI 2: MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM I. NATRI HIĐROXIT(NaOH). 1.Tính chất a) Tính chất vật lí: - Chất rắn màu trắng, hút ẩm mạnh, nhiệt độ nĩng chảy tương đối thấp 328oC. - Tan tốt trong nước và rượu, quá trình tan tỏa nhiều nhiệt. b) Tính chất hĩa học: - Là bazơ mạnh( hay cịn gọi là kiềm hay chất ăn da), làm đổi màu chất chỉ thị: làm quỳ tím hĩa xanh, phenolphtalein hĩa hồng. + ¯ - Phân li hồn tồn trong nước: NaOHdd → Na + OH - NaOH cĩ đầy đủ tính chất của một hiđroxit. + – * Với axit : H + OH → H2O * Với oxit axit : CO2 + NaOH → NaHCO3 Trang 37
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O NaOH + SiO2 → Na2SiO3 (*) ❖ Lưu ý: - Phản ứng (*) là phản ứng ăn mịn thủy tinh (NaOH ở nhiệt độ nĩng chảy) vì thế khi nấu chảy NaOH, người ta dùng các dụng cụ bằng sắt, niken hay bạC. - Khi tác dụng với axit và oxit axit trung bình, yếu thì tùy theo tỉ lệ mol các chất tham gia mà muối thu được cĩ thể là muối axit, muối trung hịa hay cả hai. OH¯ + CO2 → HCO3¯ 2− 2OH¯ + CO2 → CO3 + H2O * Với dung dịch muối : CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4 xanh lam NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O Al2(SO4)3 + 6NaOH → 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4 keo trắng Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O tan NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O + CO2 NaHSO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O * Chú ý : - Dung dịch NaOH cĩ khả năng hồ tan : Al, Al2O3 , Al(OH)3 NaOH + Al + H2O → NaAlO2 + 3/2H2 2NaOH + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O NaOH + Al(OH)3 → NaAlO2 + 2H2O - Tương tự, NaOH cĩ thể tác dụng với kim loại Be, Zn, Sb, Pb và oxit và hiđroxit tương ứng của chúng * Tác dụng với một số phi kim như Si, C, P, S, Halogen: 2 Si + 2OH¯ + H2O → SiO3 ¯ + 2H2 C + NaOHnĩng chảy → 2Na + 2Na2CO3 + 3H2↑ 4Ptrắng + 3NaOH + 3H2O → PH3 ↑ + 3NaH2PO2 Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O o 3Cl2 + 6NaOH → NaCl + NaClO3 + 3H2O (ở t cao) 2. Ứng dụng: Sản xuất xà phịng, giấy, tơ nhân tạo, tinh dầu thực vật và các sản phẩm chưng cất dầu mỏ, chế phẩm nhuộm và dược phẩm nhuộm, làm khơ khí và là thuốc thử rất thơng dụng trong phịng thí nghiệm. 3.Điều chế: - Nếu cần một lượng nhỏ, rất tinh khiết, người ta cho kim loại kiềm tác dụng với nước: Na + H2O → NaOH + ½ H2 - Trong cơng nghiệp, người ta dùng phương pháp điện phân dung dịch NaCl cĩ màng ngăn. dpdd (mnx) 2NaCl + H2O  2NaOH + H2 + Cl2 II. NATRI HIDROCACBONAT VÀ NATRI CACBONAT(NaHCO3, Na2CO3 ): Natri hidro cacbonat : NaHCO3 Natri cacbonat : Na2CO3 Natricacbonat (hay soda) là chất bột màu -Tính tan trong o o Tinh thể màu trắng , ít tan trắng , hút ẩm và t nc = 851 C, Dễ tan trong H2O nước và tỏa nhiều nhiệt. 2NaHCO → Na CO + CO + - Nhiệt phân 3 2 3 2 Khơng bị nhiệt phân H2O NaHCO + NaOH → Na CO + - Với bazơ 3 2 3 Khơng phản ứng H2O NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + - Với axit Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O H2O Trang 38
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG ion HCO 3 lưỡng tính. 2 d2 cĩ tính kiềm yếu d cĩ tính kiềm mạnh 2 - HCO + H O H CO + OH CO 3 + H2O HCO + OH - Thuỷ phân 3 2 2 3 - pH > 7 (khơng làm đổi màu quỳ HCO + H2O H2CO3 + OH tím) pH > 7 ( Làm quỳ tím hĩa xanh) - NaHCO được dùng trong y khoa 3 - Nguyên liệu trong Cơng nghiệp sản xuất chữa bệnh dạ dày và ruột do thừa thủy tinh, xà phịng , giấy dệt và điều chế axit, khĩ tiêu, chữa chứng nơn muối kháC. - Ứng dụng mữa , giải độc axit. - Trong cơng nghiệp thực phẩm - Tẩy sạch vết mỡ bám trên chi tiết máy trước làm bột nở gây xốp cho các loại khi sơn , tráng kim loại. bánh - Cơng nghiệp sản xuất chất tẩy rửa NaCl + CO2 + NH3 + H2 NaHCO3 + Na2CO3 + CO2 + H2O → - Điều chế NH4Cl 2NaHCO3 to 2NaHCO3   Na2CO3 + CO2 + H2O III. NATRI CLORUA (NaCl) 1. Trạng thái tự nhiên: - NaCl là hợp chất rất phổ biến trong thiên nhiên. Nĩ cĩ trong nước biển (khoảng 3% về khối lượng), nước của hồ nước mặn và trong khống vật halit (gọi là muối mỏ). Những mỏ muối lớn cĩ lớp muối dày tới hàng trăm, hàng ngàn mét. - Người ta thường khai tác muối từ mỏ bằng phương pháp ngầm, nghĩa là qua các lỗ khoan dùng nước hịa tan muối ngầm ở dưới lịng đất rồi bơm dung dịch lên để kết tinh muối ăn. - Cơ đặc nước biển bằng cách đun nĩng hoặc phơi nắng tự nhiên, người ta cĩ thể kết tinh muối ăn. 2. Tính chất: * Tính chất vật lí: - Là hợp chất ion cĩ dạng mạng lưới lập phương tâm diện. Tinh thể NaCl khơng cĩ màu và hồn tồn trong suốt. o o o o - Nhiệt độ nĩng chảy và nhiệt độ sơi cao, t nc= 800 C, t s= 1454 C. - Dễ tan trong nước và độ tan khơng biến đổi nhiều theo nhiệt độ nên khơng dễ tinh chế bằng cách kết tinh lại. - Độ tan của NaCl ở trong nước giảm xuống khi cĩ mặt NaOH, HCl, MgCl2, CaCl2, Lợi dụng tính chất này người ta sục khí HCl vào dung dịch muối ăn bão hịa để điều chế NaCl tinh khiết. * Tính chất hĩa học: - Khác với các muối khác, NaCl khơng phản ứng với kim loại, axit, bazơ ở điều kiện thường. Tuy nhiên, NaCl vẫn phản ứng với một muối: NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl↓ - Ở trạng thái rắn, NaCl phản ứng với H2SO4 đậm đặc (phản ứng sản xuất HCl, nhưng hiện nay rất ít dùng vì phương pháp tạo ra nhiều khí độc hại, gây nguy hiểm tới hệ sinh thái, ơ nhiễm mơi trường). NaCl + H2SO4 đ → NaHSO4 + HCl 2NaCl + H2SO4đ → Na2SO4 + 2HCl - Điện phân dung dịch NaCl: dpdd (mnx) 2NaCl + 2H2O  2NaOH + H2 + Cl2 3. Ứng dụng: Là nguyên liệu để điều chế Na, Cl2, HCl, NaOH và hầu hết các hợp chất quan trọng khác của natri. Ngồi ra, NaCl cịn được dùng nhiều trong các ngành cơng nghiệp như thực phẩm (muối ăn ), nhuộm, thuộc da và luyện kim. BÀI 3: KIM LOẠI KIỀM THỔ Trang 39
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG I. VỊ TRÍ CẤU TẠO: 1) Vị trí của kim loại kiềm thổ trong bảng tuần hồn: - Kim loại kiềm thổ thuộc nhĩm IIA của bảng tuần hồn; trong một chu kì, kiềm thổ đứng sau kim loại kiềm. - Kim loại kiềm thổ gồm: Beri (Be); Magie (Mg); Canxi (Ca); Stronti ( Sr); Bari (Ba); Rađi (Ra) (Rađi là nguyên tố phĩng xạ khơng bền). 2) Cấu tạo và tính chất của kim loại kiềm thổ: Nguyên tố Be Mg Ca Sr Ba Cấu hình electron [He]2s2 [Ne]3s2 [Ar]4s2 [Kr]5s2 [Xe]6s2 Bán kính nguyên tử (nm) 0,089 0,136 0,174 0,191 0,220 Năng lượng ion hĩa I2 (kJ/mol) 1800 1450 1150 1060 970 Độ âm điện 1,57 1,31 1,00 0,95 0,89 ◦ Thế điện cực chuẩn E M2+/M(V) -1,85 -2,37 -2,87 -2,89 -2,90 Mạng tinh thể Lục phương Lập phương tâm Lập diện phương tâm khối * Lưu ý : + Be tạo nên chủ yếu những hợp chất trong đĩ liên kết giữa Be với các nguyên tố khác là liên kết cộng hĩa trị. + Ca, Sr, Ba và Ra chỉ tạo nên hợp chất ion. + Bằng phương pháp nhiễu xạ Rơghen, người ta xác định được rằng trong một số rất ít hợp chất kim loại kiềm thổ cĩ thể cĩ số oxi hĩa +1. Thí dụ : Trong hợp chất CaCl được tạo ◦ nên từ CaCl2 và Ca (ở 1000 C ) II. TÍNH CHẤT VẬT LÝ : - Màu sắc : kim loại kiềm thổ cĩ màu trắng bạc hoặc xám nhạt. - Một số tính chất vật lý quan trọng của kim loại kiềm thổ : Nguyên tố Be Mg Ca Sr Ba Nhiệt độ nĩng chảy (◦C) 1280 650 838 768 714 Nhiệt độ sơi (◦C) 2770 1110 1440 1380 1640 Khối lượng riêng (g/cm3) 1,85 1,74 1,55 2,6 3,5 Độ cứng (lấy kim cương = 10) 2,0 1,5 1,8 * Nhận xét: - Nhiệt độ nĩng chảy, nhiệt độ sơi thấp (trừ Be) và biến đổi khơng theo một chiều. Vì các nguyên tố cĩ cấu trúc tinh thể khác nhau Be, Mg, Caβ cĩ mạng lưới lục phương ; Caα và Sr cĩ mạng lưới lập phương tâm diện ; Ba lập phương tâm khối. - Độ cứng : kim loại kiềm thổ cứng hơn kim loại kiềm, nhưng nhìn chung kim loại kiềm thổ cĩ độ cứng thấp ; độ cứng giảm dần từ Be → Ba (Be cứng nhất cĩ thể vạch được thủy tinh ; Ba chỉ hơi cứng hơn chì). - Khối lượng riêng : tương đối nhỏ, nhẹ hơn nhơm (trừ Ba). * Lưu ý : Trừ Be, Mg ; các kim loại kiềm thổ tự do và hợp chất dễ bay hơi, cháy khi đưa vào ngọn lửa khơng màu, làm cho ngọn lửa cĩ màu đặc trưng. • Ca : màu đỏ da cam • Sr : màu đỏ son • Ba : màu lục hơi vàng. III. TÍNH CHẤT HỐ HỌC: Các kim loại kiềm thổ cĩ tính khử mạnh, yếu hơn so với kim loại kiềm. Tính khử của các kim loại kiềm thổ tăng từ Be → BA. Trang 40
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG M → M2+ + 2e 1) Tác dụng với phi kim : - Khi đốt nĩng trong khơng khí, các kim loại kiềm thổ đều bốc cháy tạo oxit, phản ứng phát ra nhiều nhiệt. to Ví dụ : 2Mg + O2   2MgO ∆H= - 610 KJ/mol - Trong khơng khí ẩm Ca, Sr, Ba tạo nên lớp cacbonat (phản ứng với khơng khí như oxi) cho nên cần cất giữ các kim loại này trong bình rất kín hoặc dầu hỏa khan. - Khi đun nĩng, tất cả các kim loại kiềm thổ tương tác mãnh liệt với halogen, nitơ, lưu huỳnh, photpho, cacbon, siliC. Ca + Cl2 CaCl2 Mg + Si Mg2Si - Do cĩ ái lực lớn hơn oxi, khi đun nĩng các kim loại kiềm thổ khử được nhiều oxit bền (B2O3, CO2, SiO2, TiO2, Al2O3, Cr2O3,). 2Be + TiO2 → 2BeO + Ti 2Mg + CO2 → 2MgO + C 2) Tác dụng với axit: + A. HCl, H2SO4 (l) : Kim loại kiềm khử ion H thành H2 + 2+ Mg + 2H → Mg + H2 +5 +6 B. HNO3,H2SO4 đđ : Khử N , S thành các hợp chất mức oxi hố thấp hơn. 4Ca + 10HNO3 (l) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Mg + 4HNO3 đđ → Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3) Tác dụng với nước: - Ca, Sr, Ba tác dụng với nước ở nhiệt độ thường tạo dung dịch bazơ: Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 ↑ - Mg khơng tan trong nước lạnh, tan chậm trong nước nĩng tạo thành MgO. Mg + H2O → MgO + H2↑ - Be khơng tan trong nước dù ở nhiệt độ cao vì cĩ lớp oxit bền bảo vệ. Nhưng Be cĩ thể tan trong dung dịch kiềm mạnh hoặc kiềm nĩng chảy tạo berilat: Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2 Be + 2NaOH(nĩng chảy) → Na2BeO2 + H2 IV. ỨNG DỤNG VÀ ĐIỀU CHẾ 1) Ứng dụng: - Kim loại Be: làm chất phụ gia để chế tạo hợp kim cĩ tính đàn hồi cao, bền, chắc, khơng bị ăn mịn. - Kim loại Ca: dùng làm chất khử để tách oxi, lưu huỳnh ra khỏi thép, làm khơ 1 số hợp chất hữu cơ. - Kim loại Mg cĩ nhiều ứng dụng hơn cả: tạo hợp kim cĩ tính cứng, nhẹ, bền để chế tạo máy bay, tên lửa, ơtơ Mg cịn được dùng để tổng hợp nhiều hợp chất hữu cơ. Bột Mg trộn với chất oxi hĩa dùng để chế tạo chất chiếu sáng ban đêm dùng trong pháo sáng, máy ảnh. 2) Điều chế kim loại kiềm thổ: - Trong tự nhiên, kim loại kiềm thổ chỉ tồn tại dạng ion M2+ trong các hợp chất. - Phương pháp cơ bản là điện phân muối nĩng chảy của chúng. Ví dụ: CaCl2 → Ca + Cl2↑ MgCl2 → Mg + Cl2↑ - Một số phương pháp khác: Dùng than cốc khử MgO; CaO từ đolomit bằng febositic (hợp chất Si và Fe ) ở nhiệt độ cao và trong chân khơng. MgO + C → Mg + CO CaO + 2MgO + Si → 2Mg + CaO.SiO2 Dùng nhơm hay magie khử muối của Ca, Sr, Ba trong chân khơng ở 1100◦C→1200◦C. Trang 41
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG 2Al + 4CaO → CaO.Al2O3 + 3Ca 2Al + 4SrO → SrO. Al2O3 + 3Sr 2Al + 4BaO → BaO. Al2O3 + 3Ba BÀI 4: MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ I. CaO (Canxi oxit) : Vơi sống. - Tác dụng với nước, tỏa nhiệt : CaO + H2O → Ca(OH)2 ít tan. - Với axit : CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O - Với oxit axit : CaO + CO2 → CaCO3 ( vơi chết ) II. Những hiđroxit M(OH)2 của các kim loại kiềm thổ: 1) Tính chất: - Các hiđroxit M(OH)2 khan đều ở dạng màu trắng. - Tính tan: Be(OH)2; Mg(OH)2 rất ít tan trong nướC. Ca(OH)2 tương đối ít tan ( 0,12g/100g H2O). Các hiđroxit cịn lại tan nhiều trong nướC. ◦ - Độ bền nhiệt của hiđroxit tăng từ Be→Ba: Mg(OH)2 mất nước ở 150 C; Ba(OH)2 mất nước ở 1000◦C tạo thành oxit. - Tính bazơ: Be(OH)2 là bazơ rất yếu, Mg(OH)2 là bazơ trung bình, Ca(OH)2; Ba(OH)2; Sr(OH)2 là bazơ mạnh. * Ca(OH)2 Canxi hidroxit : Vơi tơi 2+ - Ít tan trong nước : Ca(OH)2 Ca + 2OH - Với axít : Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + H2O - Với oxit axit : Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O (1) Ca(OH)2 + CO2 → Ca(HCO3)2 (2) 2 - Với d muối : Ca(OH)2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaOH 2) Ứng dụng: Hợp chất hidroxit kim loại kiềm thổ Ca(OH)2 ứng dụng rộng rãi hơn cả :trộn vữa xây nhà, khử chua đất trồng, sản xuất cloruavơi dùng để tẩy trắng và khử trùng. III. CANXICACBONAT (CaCO3) VÀ CANXI HIDRO CACBONAT (CaHCO3) CaCO3 : Canxi cacbonat Ca(HCO3)2 : Canxi hidro cacbonat Canxi cacbonat là chất rắn màu trắng, khơng 2+ tan trong nướC. nhưng tan trong amoniclorua: Tan trong nước: Ca(HCO3)2→ Ca + Với nước tCo CaCO3 + 2NH4Cl  CaCl2 + 2NH3↑ + 2HCO 3 H2O + CO2↑ Với bazơ Ca(HCO ) + Ca(OH) → 2CaCO ↓ + Khơng phản ứng 3 2 2 3 mạnh 2H2O Ca(HCO ) +2HCl→CaCl +2CO +2H O Với axit mạnh CaCO +2HCl→CaCl +CO +H O 3 2 2 2 2 3 2 2 2 lưỡng tính Bị phân hủy ở nhiệt độ cao: Bị phân hủy khi đun nĩng nhẹ: to Nhiệt phân o Ca(HCO )  CaCO + CO +  1000 C 3 2 3 2 CaCO3 CaO + CO2 H2O Phản ứng trao 2+ Ca + CO → CaCO3↓ trắng đổi với 2+ 3- Khơng 3Ca + 2PO4 → Ca3(PO4)2↓ 2 3 CO 3 ,PO 4 CaCO + CO + H O Ca(HCO ) Với CO 3 2 2 3 2 2 khơng tan tan Trang 42
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG Chiều thuận (1): Giải thích sự xâm thực của nước mưa đối với đá vơi tạo hang động. Chiều nghịch (2): Giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang động. VI. CANXISUNFAT (CaSO4) 1) Tính chất: ◦ - Là chất rắn màu trắng tan ít trong nước ( ở 25 C tan 0,15g/100g H2O). - Tùy theo lượng nước kết tinh trong muối sunfat, ta cĩ 3 loại: + CaSO4.2H2O : thạch cao sống trong tự nhiên, bền ở nhiệt độ thường. + CaSO4.H2O hoặc CaSO4.0,5H2O : thạch cao nung ( hemihiđrat) ◦ CaSO4.2H2O → CaSO4.0,5H2O + 1,5H2O (125 C) ◦ - Đun nĩng 200 C; thạch cao nung thành thạch cao khan. (CaSO4) ◦ CaSO4.0,5H2O → CaSO4 + 0,5H2O (200 C) - CaSO4: khơng tan trong nước, khơng tác dụng với nước, chỉ phân hủy ở nhiệt độ rất cao. ◦ 2CaSO4 → 2CaO + 2SO2 + O2 ( 960 C) 2) Ứng dụng: - Thạch cao nung cĩ thể kết hợp với nước tao thành thạch cao sống và khi đơng cứng thì giãn nở thể tích, do vậy thạch cao rất ăn khuơn. Thạch cao nung thường được đúc tượng, đúc các mẫu chi tiết tinh vi dùng trang trí nội thất, làm phấn viết bảng, bĩ bột khi gãy xương - Thạch cao sống dùng để sản xuất xi măng. V. NƯỚC CỨNG: 1).Khái niệm Nước cứng. Nước cứng là nước cĩ chứa nhiều cation Ca2+, Mg2+. Nước chứa ít hoặc khơng chứa các ion trên được gọi là nước mềm. 2) Phân loại: Căn cứ vào thành phần các anion gốc axit cĩ trong nước cứng, người ta chia nước cứng ra 3 loại: a) Nước cứng tạm thời: Tính cứng tạm thời của nước cứng là do các muối Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2 gây ra: 2+ - Ca(HCO3)2 → Ca + 2HCO3 - Goị là tạm thời vì độ cứng sẽ mất đi khi đun sơi: M(HCO3)2 →MCO3 + CO2 + H2O b) Nước cứng vĩnh cửu: Tính cứng vĩnh cửu của nước là do các muối CaCl2, MgCl2, CaSO4, MgSO4 gây ra,gọi là vĩnh cữu vì khi đun nĩng muối đĩ sẽ khơng phân hủy: c) Nước cĩ tính cứng tồn phần: Là nước cĩ cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu. - Nước tự nhiên thường cĩ cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu. 3) Tác hại của nước cứng: * Về mặt đời sống thường ngày: - Giặt áo quần bằng xà phịng (natri stearat C17H35COONa) trong nước cứng sẽ tạo ra muối khơng tan là canxi stearat (C17H35COO)2Ca, chất này bán trên vải sợi, làm cho quần áo mau mục nát. 2C17H35COONa +MCl2 →(C17H35COO)2M +2NaCl - Nước cứng làm cho xà phịng cĩ ít bọt, giảm khả năng tẩy rửa. - Nếu dùng nước cứng để nấu thức ăn, sẽ làm cho thực phẩm lâu chín và giảm mùi vị do phản ứng của các ion và các chất trong thực phẩm. * Về mặt sản xuất cơng nghiệp: - Khi đun nĩng,ở đáy nồi hay ống dẫn nước nĩng sẽ gây ra lớp cặn đá kém dẫn nhiệt làm hao tổn chất đốt ,gây nổ nồi hơi và tắt nghẻn ống dẫn nước nĩng (khơng an tồn) - Làm hỏng nhiều dung dịch cần pha chế. - Vì vậy, việc làm mềm nước cứng trước khi dùng cĩ y nghĩa rất quan trọng. 4. Các phương pháp làm mềm nước cứng: Nguyên tắc làm mềm nước cứng là giảm nồng độ các cation Ca2+,Mg2+ trong nước cứng. Trang 43
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG a) Phương pháp kết tủa: * Đối với nước cĩ tính cứng tạm thời - Đun sơi nước cĩ tính cứng tạm thời trước khi dùng, muối hiđrocacbonat chuyển thành muối cacbonat khơng tan: to Ca(HCO3)2   CaCO3↓ + CO2↑ + H2O Mg(HCO3)2 MgCO3↓ + CO2↑ + H2O → Lọc bỏ kết tủa được nước mềm. - Dùng một khối lượng vừa đủ dung dịch Ca(OH)2, Na2CO3 để trung hịa muối hiđrocacbonat thành muối cacbonat kết tủa. Lọc bỏ chất khơng tan, được nước mềm: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3 + 2H2O Mg(HCO3)2 +2Ca(OH)2→Mg(OH)2 +2CaCO3 +2H2O M(HCO3)2 +Na2CO3→MCO3 +2NaHCO3 * Đối với nước cĩ tính cứng vĩnh cửu: Dùng dung dịch Na2CO3, Ca(OH)2 và dung dịch Na3PO4 để làm mềm nước cứng: 2+ 2- Ca + CO3 → CaCO3↓ 2+ 3- 3Ca + 2PO4 → Ca3(PO4)2↓ 2+ 2- 2+ - Mg + CO3 + Ca + 2OH → Mg(OH)2↓ + CaCO3↓ B. Phương pháp trao đổi ion: - Phương pháp trao đổi ion được dùng phổ biến để làm mềm nướC. Phương pháp này dựa trên khả năng trao đổi ion của các hạt zeolit (các alumino silicat kết tinh, cĩ trong tự nhiên hoặc được tổng hợp, trong tinh thể cĩ chứa những lỗ trống nhỏ) hoặc nhựa trao đổi ion. - Thí dụ: Cho nước cứng đi qua chất trao đổi ion là các hạt zeolit thì số mol ion Na+ của zeolit rời khỏi mạng tinh thể, đi vào trong nước nhường chỗ cho các ion Ca2+ và Mg2+ bị giữ lại trong mạng tinh thể silicat. BÀI 5: NHƠM I. VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO: 1) Vị trí của nhơm trong bảng tuần hồn: - Nhơm cĩ số hiệu nguyên tử 13, thuộc nhĩm IIIA, chu kì 3. - Cấu tạo của nhơm: Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p1, hay [Ne] 3s2 3p1 . Al là nguyên tố p, Năng lượng ion hĩa: I3 : I2 = 2744 : 1816 = 1,5 : 1. Độ âm điện 1,61. Mạng tinh thể: nhơm cĩ cấu tạo kiểu mạng lập phương tâm diện. II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ - Nhơm là kim loại màu trắng bạc, mềm, dễ kéo sợi và dát mỏng. Cĩ thể dát mỏng được,lá nhơm mỏng 0,01mm. - Nhơm là kim loại nhẹ (2,7g/cm3), nĩng chảy ở 660oC. - Nhơm dẫn điện và nhiệt tốt. Độ dẫn nhiệt bằng 2/3 đồng nhưng lại nhẹ hơn đồng(8,92g/cm3) 3 lần. Độ dẫn điện của nhơm hơn sắt 3 lần. III. TÍNH CHẤT HĨA HỌC Nhơm cĩ tính khử mạnh. Al → Al3++ 3e . Nhìn chung tính khử của nhơm yếu hơn các kim loại kiềm và kiềm thổ. 1. Tác dụng với phi kim - Nhơm tác dụng mãnh liệt với các phi kim, điển hình là với các halogen, oxi, lưu huỳnh - Nhơm tự bốc cháy khi tiếp xúc với các halogen Ví dụ: 2Al + 3Cl2 2AlCl3 - Phản ứng với oxi: Bột nhơm cháy trong khơng khí cho ngọn lửa sáng chĩi và phát ra một nhiệt lượng lớn tạo ra nhơm oxit và một lượng nhỏ nitrua: o 4Al + 3O2 2Al2O3 ∆H = -(2 x 1675,7kJ) 2Al + N2 2AlN Trang 44
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Nhơm phản ứng với oxi tạo ra một màng oxit mỏng (khơng quá 10-6 cm) ngăn cản khơng cho oxi tác dụng sâu hơn, màng oxit này lại rất đặc khít khơng thấm nước, vì vậy nĩ bảo vệ cho nhơm chống được sự ăn mịn. 2. Tác dụng với oxit kim loại: - Ở nhiệt độ cao, Al khử được nhiều oxit kim loại như ( Fe2O3, Cr2O3,CuO ) thành kim loại tự do. to Ví dụ: 2Al + Fe2O3   2Fe + Al2O3 2Al + Cr2O3 2Cr + Al2O3 - Nhiệt độ của phản ứng lên tới gần 3000oC làm nhơm oxit nĩng chảy. Do đĩ phản ứng của Al với oxit kim loại gọi là phản ứng nhiệt nhơm. 3. Tác dụng với nướC. 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2 Phản ứng nhanh chĩng ngừng lại vì lớp Al(OH)3 khơng tan trong nước đã ngăn cản khơng cho nhơm tiếp xúc với nước vật liệu bằng nhơm khơng phản ứng với nướC. 4.Tác dụng với axit. + A. HCl, H2SO4 (lỗng): Nhơm khử H thành H2 + 3+ 2Al + 6H → 2Al + 3H2 +5 +6 B. Nhơm khử N trong HNO3 ở dung dịch lỗng hoặc đặc, nĩng và S trong H2SO4 ở dung dịch đặc, nĩng xuống số oxh thấp hơn: Ví dụ: Al + 4HNO3lỗng Al(NO3)3 + NO + 2H2O 2Al + 6H2SO4đặc Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O - Nhơm khơng tác dụng với H2SO4 và HNO3 đặc, nguội. Những axit này đã oxi hĩa bề mặt kim loại tạo thành một màng oxit cĩ tính trơ, làm cho nhơm thụ động. Nhơm thụ động sẽ khơng tác dụng với các dung dịch HCl, H2SO4 lỗng. 5. Tác dụng với dung dịch kiềm Nhơm bị hịa tan trong dung dịch kiềm như NaOH, Ca(OH)2, Hiện tượng này được giải thích như sau: - Trước hết, màng bảo vệ là Al2O3 bị phá hủy trong dung dịch kiềm: Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O Hay Al2O3 + 2NaOH + 3H2O 2Na[Al(OH)4] (1) - Tiếp đến, kim loại nhơm khử H2O: 2Al + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2 (2) - Màng Al(OH)3 bị phá hủy trong dung dịch bazơ: Al(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2 H2O Hay Al(OH)3 + NaOH Na[Al(OH)4] (3) - Các phản ứng (2) và (3) xảy ra luân phiên nhau cho đến khi nhơm bị hịa tan hết. - Cĩ thể viết gọn thành: 2Al + 2NaOH + H2O → 2NaAlO2 + 3H2 Hay: 2Al + 2NaOH + 6H2O 2Na[Al(OH)4] (dd) + 3H2 IV. ỨNG DỤNG VÀ SẢN XUẤT 1. Ứng dụng - Nhơm cĩ nhiều ưu điểm nhưng vì nĩ khá mềm lại kém dai nên người ta thường chế tạo hợp kim nhơm với magie, đồng, silic để tăng độ bền. Sau đây là vài hợp kim và ứng dụng của nĩ: + Đura (95% Al, 4%Cu, 1%Mg, Mn, Si). Hợp kim đura nhẹ bằng ⅓ thép, cứng gần như thép. + Silumin (~90% Al, 10%Si): nhẹ, bền. + Almelec (98,5% Al. cịn lại là Mg, Si, Fe) dùng làm dây cáp. + Hợp kim electron (10,5% Al, 83,3% Mg, cịn lại là Zn, Mn ), hợp kim này chỉ nặng bằng 65% Al lại bền hơn thép, chịu được sự thay đổi đột ngột nhiệt độ trong một giới hạn lớn nên được dùng làm vỏ tên lửA. - Nhơm được dùng chế tạo các thiết bị trao đổi nhiệt và dụng cụ nấu ăn gia đình, nhơm cịn được dùng là khung cửa và trang trí nội thất. Trang 45
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Bột nhơm dùng để chế tạo hỗn hợp tecmit (hỗn hợp bột Al và Fe2O3), được dùng để hàn đường ray, 2. Trạng thái tự nhiên và sản xuất 2.1 Trạng thái tự nhiên. - Trong tự nhiên nhơm chiêm khoảng 5,5% tổng số nguyên tử trong quả đất. - Phần lớn tập trung vào các alumosilicat, ví dụ như orthoclazo(K2O.Al2O3.6SiO2), mica (K2O.2H2O.3Al2O3.6SiO2). nefelin [(Na,K)2O.Al2O3.2SiO2]. - Hai khống vật quan trọng đối với cơng nghiệp của nhơm là boxit(Al2O3.xH2O) và criolit(Na3[AlF6]). - Boxit cĩ hàm lượng lớn ở nhiều tỉnh như Lạng Sơn, Hà Tuyên, Sơn La, Lai Châu, Hải Hưng, Nghệ Tĩnh, Lâm Đồng. 2.2 Sản xuất: Gồm 3 giai đoạn: *Giai đoạn 1: làm sạch quặng boxit lẫn Fe2O3 .SiO2 - Cho quặng vào dung dịch NaOH dư, SiO2 Al2O3 và tan ra, loc bỏ Fe2O3 SiO2 + 2NaOH Na2SiO3 + H2O Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O - Sục CO2 vào dung dịch sẽ thu được kết tủa Al(OH)3 NaAlO2 + CO2 + 2H2O Al(OH)3 + NaHCO3 - Lọc kết tủa đem đun nung thu được oxit: 2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O *Giai đoạn 2:Chuẩn bị chất điện ly nĩng chảy: criolit 3NaF. AlF3 nhằm: 0 0 + Giam nhiệt độ nĩng chảy của Al2O3 (2050 C 900 C) Tiết kiệm năng lượng + Hỗn hợp chất lỏng dẫn điện tốt hơn. + Criolit Nhẹ, nổi lên ngăn cản nhơm nĩng chảy sinh ra tác dụng với khơng khí. *Giai đoạn 3: đpnc Al2O3 : 2Al2O3 4Al + 3O2 Catot anot Sản phẩm thu được khá tinh khiết và cĩ hàm lượng vào khoảng 99,4 - 99,8%. Điện phân lần hai cĩ thể đến hàm lượng 99,9998%. BÀI 6: MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHƠM I. NHƠM OXIT Al2O3 1. Tính chất vật lí: - Al2O3 là chất rắn màu trắng, chịu nhiệt rất tốt, rất cứng, khơng tan trong nướC. - Trong tự nhiên tồn tại ở cả dạng ngậm nước như Al2O3.2H2O và dạng khan như emeri, corinđon cĩ độ cứng cao. - Dạng thù hình nguyên chất là những tinh thể trong suốt, khơng lẫn màu của các loại đá quý: màu đỏ ngọc rubi (tạp chất Cr2+, màu xanh ngọc xaphia (tạp chất Fe3+ và Ti4+). 2. Tính chất hĩa học: - Tính bền: Ion Al3+ cĩ điện tích lớn(3+) và bán kính nhỏ(0.048nm), bằng ½ bán kính ion Na+ nên lực 3+ 2 hút giữa ion Al và ion O rất mạnh, tạo ra liên kết rất bền vững. Vì thế Al2O3 cĩ nhiệt độ nĩng chảy rất cao(2050oC) và rất khĩ bị khử thành kim loại Al. - Tính lưỡng tính: Vừa tác dụng với dung dịch kiềm, vừa tác dụng với dung dịch axit. AL2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O - Vì rất bền nên Al2O3 rất khĩ bị khử thành kim loại: - Khử Al2O3 bằng C khơng cho Al mà thu được AL4C3: 2000O C Al2O3 + 9C  Al4C3 + 6CO - Al2O3 khơng tác dụng với H2, COở bất kì nhiệt độ nào. 3. Ứng dụng: - Điều chế đá quý nhân tạo bằng cách nấu chảy Al2O3 với một lượng nhỏ oxít của kim loại tạo màu ở trong ngọn lửa hiđro – oxi hoặc hồ quang rồi cho kết tinh thành những tinh thể lớn. Những đá quý này trong suốt, lấp lánh và cĩ màu rất đẹp nên được dung làm đồ trang sứC. Trang 46
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Tinh thể Al2O3 cịn được dùng để chế tạo các chi tiết trong các ngành kĩ thuật chính xác như chân kính đồng hồ, thiết bị phát tia laze, - Bột Al2O3 cĩ độ cứng cao(emeri) được dùng làm vật liệu mài. - Phần chủ yếu nhơm oxit được dùng để điều chế nhơm. - Ngồi ra, Al2O3 cịn được dùng làm vật liệu chịu lửa: chén nung, ống nung và lớp lĩt trong các lị điện. Nhơm oxit tinh khiết cịn được dùng làm ximăng tram răng. 4. Điều chế: Trong cơng nghiệp, Al2O3 được điều chế bằng cách nung Al(OH)3 ở nhiệt độ cao 1200 – 1400oC: 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O II. NHƠM HIĐROXIT Al(OH)3: 1. Tính chất: - Là hợp chất màu trắng, kết tủa keo, khơng tan trong nước, khơng bền nhiệt. - Dễ bị nhiệt phân thành nhơm oxit: to 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O - Tính lưỡng tính: Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O Pt ion: + 3+ Al(OH)3 + 3H →Al + 3H2O - - Al(OH)3 + OH → [Al(OH)4] 2. Điều chế: - Muối nhơm tác dụng với dung dịch kiềm (vừa đủ): AlCl3 + NaOH → Al(OH)3 ↓+ NaCl Nếu dư: Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O - Để thu được kết tủa trọn vẹn: 2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3 ↓ + 6NaCl + 3CO2 ↑ AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl - Từ muối NaAlO2: 2NaAlO2 + CO2 + 3H2O → 2 Al(OH)3↓ + Na2CO3 NaAlO2 + CH3COOH + H2O → Al(OH)3↓ + CH3COONa NaAlO2 + HClvđ + H2O → Al(OH)3↓ + NaCl III. NHƠM SUNFAT VÀ PHÈN CHUA: o - Nhơm sunfat Al2SO4 là chất bột màu trắng, bị phân hủy nhiệt trên 770 C. Nhơm sunfat kết hợp với kim loại kiềm tạo thành loại muối gọi là phèn nhơm, mà quan trọng nhất là phèn chua K2SO4.Al2SO4.24H2O. - Phèn chua cĩ dạng tinh thể, khơng màu, cĩ vị hơi chua và chát. - Phèn chua được dùng nhiều trong cơng nghiệp giấy, nhuộm, thuộc da và đánh trong nướC. Những cơng dụng này đều xuất phát từ sự thủy phân khá mạnh trong nước của muối nhơm tạo thành nhơm hiđroxit: + 3+ 2- KAl(SO4)2.12H2O→K +Al +2SO4 +12H2O 3+ + Al +3H2O ↔Al(OH)3↓+ 3H - Khi nhuộm vải, hiđroxit đĩ được sợi vải hấp phụ và giữ chặt trên sợi sẽ kết hợp với phẩm nhuộm tạo thành màu bền, nên nĩ được gọi là chất cắn màu. - Tác dụng đánh trong nước cũng là do hiđroxit gây ra, nĩ kéo các chất bay lơ lửng trong nước cùng lắng xuống. Trang 47
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Trong cơng nghiệp giấy, nhơm sunfat và phèn nhơm được cho vào bột giấy cùng với muối ăn. Nhơm clorua được tạo nên do phản ứng trao đổi, bị thủy phân mạnh hơn nên cho hiđroxit. Hiđroxit này sẽ kết dính các phân tử xenlulozơ với nhau làm giấy khơng bị nhịe mực khi viết. IV. HỢP KIM CỦA NHƠM Ứng dụng Dấu hiệu Hợp kim Thành phần Tính chất chế tạo nhận ra 94% Al, 4% Cu Bền hơn Al Đuyra Máy bay, ơtơ (cĩ mặt Cu) (Mn, Mg, Si) 4 lần Nhẹ, bền, Cấu tạo bộ Tan hồn tồn Silumin Al, Si (10 – 14%) ăn nhơm phận máy trong xút 98%Al Rnhỏ, dai, Tính chất Almelec dây cáp điện (Mg, Si, Fe) bền ứng dụng Mg (83,3%) Nhẹ, bền Tàu vũ trụ, Electron % Al thấp Al, Zn, Mn chịu và chạm vệ tinh A. CÁC DẠNG BÀI TẬP DẠNG 1: KIM LOẠI KIỀM – KIỀM THỔ - NHƠM TÁC DỤNG VỚI NƯỚC - Khi cho KL kiềm, kiềm thổ (trừ Mg, Be) tác dụng với nước ở nhiệt độ thường theo phản ứng: + - M + H2O M + OH + ½ H2 2+ - M + 2H2O M + 2OH + H2 Ta thấy: n 2.n OH H 2 - - - - Nếu cĩ kim loại Al thì OH sẽ tác dụng với Al: Al + OH + H2O AlO2 + 3/2 H2 DẠNG 2: BÀI TỐN CO2, SO2 TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH BAZƠ I. TÁC DỤNG VỚI NaOH, KOH - Khi cho CO2 (hoặc SO2) tác dụng với NaOH, KOH đều xảy ra 3 khả năng tạo muối. Ta thường lập tỉ lệ n n k NaOH hoặc k NaOH n n CO2 SO2 Nếu :  k 1: Chỉ tạo muối NaHCO3  1< k < 2: Tạo 2 muối NaHCO3 và Na2CO3  k 2: Chỉ tạo muối Na2CO3 * Chú ý: Với những bài tốn khơng thể tính k, ta cĩ thể dựa vào dữ kiện đề bài đã cho để tìm ra khả năng tạo muối như thế nào. - Hấp thu CO2 vào NaOH dư chỉ tạo muối Na2CO3 - Hấp thu CO2 dư vào NaOH chỉ tạo muối NaHCO3 - Hấp thu CO2 vào NaOH tạo dd muối. Sau đĩ thêm BaCl2 vào dd muối thấy cĩ kết tủa, thêm tiếp Ba(OH)2 dư vào thấy xuất hiện thêm kết tủa: Tạo 2 muối Na2CO3 và NaHCO3 - Nếu bài tốn khơng cho bất kì dữ liệu nào thì phải chia trường hợp để giải. II. TÁC DỤNG VỚI Ca(OH)2, Ba(OH)2 Tương tự như trên, trường hợp này cũng cĩ 3 khả năng tạo muối, ta lập tỉ lệ: n k OH n CO2 Nếu :  k 1: Chỉ tạo muối Ca(HCO3)2  1< k < 2: Tạo 2 muối Ca(HCO3)2 và CaCO3 lúc đĩ nCaCO3=nOH- − nCO2  k 2: Chỉ tạo muối CaCO3 lúc đĩ nCaCO3 = nCO2 * Chú ý: Với những bài tốn khơng thể tính k, ta cĩ thể dựa vào dữ kiện đề bài đã cho để tìm ra khả năng tạo muối như thế nào. - Hấp thu CO2 vào nước vơi trong dư chỉ tạo muối CaCO3 - Hấp thu CO2 dư vào nước vơi trong (lúc đầu cĩ kết tủa trắng, sau đĩ kết tủa tan): chỉ tạo muối Ca(HCO3)2 Trang 48
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Hấp thụ CO2 vào nước vơi trong thấy tạo kết tủa, sau đĩ thêm NaOH dư vào thấy cĩ kết tủa nữa: Tạo 2 muối - Hấp thụ CO2 vào nước vơi trong thấy tạo kết tủa, lọc bỏ kết tủa rồi đun nĩng nước lọc lại thấy kết tủa nữa: tạo 2 muối. - Nếu bài tốn khơng cho bất kì dữ liệu nào thì phải chia trường hợp để giải. III. TÁC DỤNG VỚI HỖN HỢP GỒM CẢ NaOH / KOH VÀ Ca(OH)2 / Ba(OH)2 Lập tỉ lệ: n k OH n CO2 - Nếu :  k 1: Chỉ tạo ion HCO3 - 2-  1< k < 2: Tạo 2 ion HCO3 và CO3 lúc đĩ nnn2 CO rồi so sánh với n 2 COOH3 2 Ca hoặc n 2 để xem chất nào phản ứng hết. Lượng kết tủa tính theo số mol chất phản ứng hết. Ba 2-  k 2: Chỉ tạo ion CO3 - 2- * Chú ý: PTHH tạo muối: 2OH + CO2 CO3 + H2O - - OH + CO2 HCO3 Cơng thức tính V cần hấp thụ hết vào 1 dd Ca(OH)2 hoặc Ba(OH)2 để thu được 1 lượng kết CO2 tủa theo yêu cầu: nn CO2  Dạng này cĩ 2 kết quả: n n n CO2 OH  DẠNG 3: TỐN VỀ MUỐI CACBONAT +) Phản ứng nhiệt phân ➢ Muối Hidrocacbonat cho muối cacbonat: to 2MHCO3  M2CO3 + CO2 + H2O M(HCO3)2 MCO3 + CO2 + H2O ➢ Muối cacbonat của KL kiềm thổ chỉ bị nhiệt phân ở nhiệt độ cao cho oxit bazo: MCO3 MO + CO2 +) Phản ứng trao đổi: ➢ Với axit tạo khí CO2 ➢ Với một số muối tạo kết tủa. - Hay sử dụng: Định luật bảo tồn khối lượng và Định luật tăng giảm khối lượng để giải Lưu ý: Khi cho từ từ dd HCl vào hỗn hợp muối cacbonat và hidrocacbonat, phản ứng xảy ra theo trình tự: + 2- - Đầu tiên: H + CO3 HCO3 - + Sau đĩ: HCO3 + H CO2 + H2O - Muối cacbonat + ddHCl  Muối clorua + CO2 + H2O. Tính nhanh khối lượng muối clorua bằng cơng thức: m m11. n muối clorua muối cacbonat CO2 - Muối cacbonat + H2SO4 lỗng  Muối sunfat + CO2 + H2O. Tính nhanh khối lượng muối sufat bằng CT: m m36. n muối sunfat muối cacbonat CO2 DẠNG 4: PHẢN ỨNG NHIỆT NHƠM Cho bột nhơm phản ứng với các oxit kim loại. Tính hiệu suất phản ứng hoặc thành phần khối lượng sau phản ứng 2yAl + 3MxOy yAl2O3 + 3x M - Chú ý: +) Trường hợp phản ứng xảy ra hồn tồn (H = 100%), nếu cho sản phẩm tác dụng với dung dịch kiềm cĩ khí H2 thốt ra thì sản phẩm sau phản ứng cĩ Al dư , M và Al2O3. Trang 49
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG +) Trường hợp phản ứng xảy ra khơng hồn tồn (H<100%), khi đĩ sản phẩm cĩ Al dư, Al2O3, MxOy dư, M. + Hay sử dụng Định luật bảo tồn khối lượng, định luật bảo tồn nguyên tố DẠNG 5: TỐN VỀ SỰ LƯỠNG TÍNH CỦA Al(OH)3, Zn(OH)2 Dạng 1: Cho từ từ a mol OH- vào dd chứa b mol Al3+. Tìm khối lượng kết tủa. 3+ - Al + 3OH Al(OH)3 - - - Nếu OH dư: Al(OH)3 + OH AlO2 + H2O - Khi đĩ tùy theo tỉ lệ mol OH-; số mol Al3+ mà cĩ kết tủa hoặc khơng cĩ kết tủa hoặc vừa cĩ kết tủa vừa cĩ muối tan. Xét tỉ lệ k = số mol OH−/số mol Al3+ + Nếu k ≤3: chỉ cĩ kết tủa Al(OH)3 và nAl(OH)3= nOH-/3 − + Nếu 3<k<4: vừa cĩ Al(OH)3 và AlO2 lúc đĩ nAl(OH)3 = 4nAl3+ − nOH- − + Neeus k≥ 4 : chir cos AlO2 . 3+ − - Nếu đề cho Al(OH)3 và Al và yêu cầu các định số mol OH . Dạng này phải có hai kết quả. n 3.n Công thức: OH  n 4.n n OH Al3  + - - Dạng 2: Cho từ từ H vào dd chứa AlO2 (hay Al(OH)4 ) tạo kết tủa. - + AlO2 + H + H2O Al(OH)3 + + 3+ Nếu H dư: Al(OH)3 + 3H Al + 3H2O + - - Khi đĩ tùy theo tỉ lệ mol H ; số mol AlO2 mà cĩ kết tủa hoặc khơng cĩ kết tủa hoặc vừa cĩ kết tủa vừa cĩ muối tan. * Để giải nhanh bài tốn này ta cĩ cơng thức tính nhanh: nn  Dạng này phải có hai kết quả. Công thức: H n4.n3.n H[Al(OH) ]  4 2 Dạng 3: Cơng thức VddNaOH cần cho vào dd Zn để xuất hiện 1 lượng kết tủa theo yêu cầu: nn 2 OH  Dạng này cĩ 2 kết quả: nnn 42 OHZn 2  Trang 50
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG Trang 51
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG CHƯƠNG 7 – CROM- SẮT – ĐỒNG BÀI 1: SẮT I – VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO - Vị trí : Sắt là nguyên tố kim loại chuyển tiếp, thuộc nhĩm VIIIB, chu kì 4, số hiệu nguyên tử là 26. - Cấu hình electron nguyên tử : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 ; hoặc viết gọn là [Ar] 3d6 4s2. - Cấu hình electron của ion Fe2+ : [Ar] 3d6 - Cấu hình electron của ion Fe3+ : [Ar] 3d5 - Số oxi hĩa : Trong các hợp chất, sắt cĩ các số oxi hĩa là +2, +3. • Cấu tạo đơn chất : Tùy thuộc vào nhiệt, kim loại Fe cĩ thể tồn tại ở mạng tinh thể lập phương tâm khối ( ) hoặc lập phương tâm diện ( ) • Năng lượng ion hĩa : I1 = 760 (KJ/mol) ; I2 = 1560 (KJ/mol) ; I3 = 2960 (KJ/mol). • Bán kính nguyên tử và ion : R(Fe) = 0,162 (nm) ; = 0,076 (nm) ; = 0,064 (nm). • Thế điện cực chuẩn : = –0,44V ; = –0,036V ; = +0,77V. II – TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN Sắt chiếm khoảng 5% khối lượng vỏ Trái Đất, đứng hàng thứ hai trong các kim loại (sau nhơm). Trong tự nhiên, sắt tồn tại chủ yếu ở dạng hợp chất trong các loại quặng, sắt tự do chỉ tìm thấy trong các mảnh thiên thạch. Quặng sắt quan trọng là : quặng hematit đỏ (Fe2O3 khan), quặng hematit nâu (Fe2O3.nH2O), quặng manhetit (Fe3O4), quặng xiđerit (FeCO3), quặng pirit sắt (FeS2). III – TÍNH CHẤT VẬT LÍ Sắt là kim loại màu trắng hơi xám, dẻo, dễ rèn, nĩng chảy ở nhiệt độ 1540oC, cĩ khối lượng riêng 7,9 g/cm3. Sắt cĩ tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, đặc biệt cĩ tính nhiễm từ. IV – TÍNH CHẤT HĨA HỌC Sắt là kim loại cĩ tính khử trung bình. Khi tác dụng với chất oxi hĩa yếu Fe bị oxi hĩa thành Fe2+, với chất oxi hĩa mạnh Fe bị oxi hĩa thành Fe3+. Fe Fe2+ + 2e Fe Fe3+ + 3e 1. Tác dụng với phi kim - Sắt khử nhiều phi kim thành ion âm, trong khi đĩ Fe bị oxi hĩa thành Fe2+ hoặc Fe3+. o Thí dụ : Fe + S t FeS 3Fe + 2O2 Fe3O4 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 2. Tác dụng với axit a) Với axit HCl, H2SO4 lỗng + Fe khử dễ dàng ion H trong axit HCl, H2SO4 lỗng thành khí H2, đồng thời Fe bị oxi hĩa thành Fe2+. + 2+ Fe + 2H  Fe + H2 Fe + H2SO4  FeSO4 + H2 b) Với axit HNO3, H2SO4 đặc • Sắt bị thụ động hĩa trong axit HNO3 đặc, nguội và H2SO4 đặc, nguội. 3+ • Với axit HNO3 lỗng, HNO3 đặc nĩng và H2SO4 đặc nĩng, Fe bị oxi hĩa mạnh thành Fe . 2Fe + 6H2SO4 (đặc) Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Fe + 6HNO3 (đặc) Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O t o Fe + 4HNO3 (lỗng)  Fe(NO3)3 + NO + 2H2O 3. Tác dụng với nước - Ở nhiệt độ cao, sắt khử được hơi nước : t o 570o C 3Fe + 4H2O  Fe3O4 + 4H2 Trang 52
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG t o 570o C Fe + H2O  FeO + H2 4. Tác dụng với dung dịch muối - Sắt khử được những ion của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do. Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu Fe + 3AgNO3 (dư) Fe(NO3)3 + 3Ag BÀI 2: HỢP CHẤT CỦA SẮT I – HỢP CHẤT SẮT (II) - Trong các phản ứng hĩa học, ion Fe2+ dễ nhường 1 electron để trở thành ion Fe3+ : Fe2+ Fe3+ + e Như vậy, tính chất hĩa học đặc trưng của hợp chất sắt (II) là tính khử. 1. Sắt (II) oxit, FeO - FeO là chất rắn, màu đen, khơng tan trong nước và khơng cĩ trong tự nhiên. 2+ - FeO là oxit bazơ, tác dụng với axit HCl, H2SO4, tạo ra muối Fe . Thí dụ : FeO + 2HCl FeCl2 + H2O 3+ - FeO cĩ tính khử, tác dụng với chất oxi hĩa như axit HNO3, H2SO4 đặc, tạo thành muối Fe . t o Thí dụ : 2FeO + 4H2SO4 (đặc)  Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O 3FeO + 10HNO3 (lỗng) 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O - FeO cĩ tính oxi hĩa, tác dụng với chất khử mạnh như Al, CO, H2, tạo thành Fe. Thí dụ : FeO + H2 Fe + H2O o o - Điều chế : Nhiệt phân Fe(OH)2, khử Fe2O3, dùng Fe khử H2O ở t > 570 C, Thí dụ : Fe(OH)2 FeO + H2O 500 600o C Fe2O3 + CO  2FeO + CO2 2. Sắt (II) hiđroxit, Fe(OH)2 - Fe(OH)2 là chất rắn, màu trắng xanh, khơng tan trong nước. Trong khơng khí ẩm, Fe(OH)2 dễ bị oxi hĩa trong thành Fe(OH)3 màu nâu đỏ. 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3 - Fe(OH)2 là hiđroxit kém bền, dễ bị phân hủy bởi nhiệt. - Nhiệt phân Fe(OH)2 khơng cĩ khơng khí (khơng cĩ O2) : Fe(OH)2 FeO + H2O - Nhiệt phân Fe(OH)2 trong khơng khí (cĩ O2) : 4Fe(OH)2 + O2 2Fe2O3 + 4H2O 2+ - Fe(OH)2 là một bazơ, tác dụng với axit HCl, H2SO4 lỗng, tạo ra muối Fe . Thí dụ : Fe(OH)2 + H2SO4 (lỗng) FeSO4 + 2H2O - Fe(OH)2 cĩ tính khử, tác dụng với chất oxi hĩa như axit HNO3, H2SO4 đặc, tạo thành muối Fe3+. Thí dụ : 2Fe(OH)2 + 4H2SO4 (đặc) Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O 3Fe(OH)2 + 10HNO3 (lỗng) 3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O - Điều chế Fe(OH)2 bằng cách cho muối sắt (II) tác dụng với dung dịch bazơ trong điều kiện khơng cĩ khơng khí. Thí dụ : FeCl2 + 2NaOH Fe(OH)2 + 2NaCl 3. Muối sắt (II) - Đa số muối sắt (II) tan trong nước, khi kết tinh thường ở dạng ngậm nước như FeSO4.7H2O, FeCl2.4H2O, - Muối sắt (II) cĩ tính khử, bị các chất oxi hĩa mạnh oxi hĩa thành muối sắt (III). Thí dụ : 2FeCl2 + Cl2 2FeCl3 (dd màu lục nhạt) (dd màu vàng nâu) 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O (dd màu tím hồng) (dd màu vàng) Trang 53
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Điều chế muối sắt (II) bằng cách cho Fe hoặc các hợp chất sắt (II) như FeO Fe(OH)2, tác dụng với axit HCl, H2SO4 lỗng (khơng cĩ khơng khí). Dung dịch muối sắt (II) thu được cĩ màu lục nhạt. 4. Ứng dụng của hợp chất sắt (II) Muối FeSO4 được dùng làm chất diệt sâu bọ cĩ hại cho thực vật, pha chế sơn, mực và dùng trong kĩ nghệ nhuộm vải. II – HỢP CHẤT SẮT (III) - Trong các phản ứng hĩa học, tùy thuộc vào chất khử mạnh hay yếu, ion Fe3+ cĩ khả năng nhận 1 hoặc 3 electron : Fe3+ + 1e  Fe2+ Fe3+ + 3e Fe - Như vậy, tính chất hĩa học đặc trưng của hợp chất sắt (III) là tính oxi hĩa. 1. Sắt (III) oxit, Fe2O3 - Fe2O3 là chất rắn, màu đỏ nâu, khơng tan trong nước. - Fe2O3 là oxit bazơ, tan trong các dung dịch axit mạnh như HCl, H2SO4, HNO3, tạo ra muối Fe3+. Thí dụ : Fe2O3 + 6HNO3 2Fe(NO3)3 + 3H2O - Fe2O3 cĩ tính oxi hĩa, tác dụng với chất khử như Al, C, CO, H2, ở nhiệt độ cao. t o Thí dụ : Fe2O3 + 2Al  Al2O3 + Fe Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 - Điều chế Fe2O3 bằng cách nhiệt phân Fe(OH)3 ở nhiệt độ cao. 2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O 2. Sắt (III) hiđroxit, Fe(OH)3 - Fe(OH)3 là chất rắn, màu nâu đỏ, khơng tan trong nước. - Fe(OH)3 là một bazơ, dễ tan trong các dung dịch axit như HCl, H2SO4, HNO3, tạo ra muối Fe3+. Thí dụ : 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 Fe2(SO4)3 + 3H2O - Điều chế Fe(OH)3 bằng cách cho muối sắt (III) tác dụng với dung dịch bazơ. Thí dụ : FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl 3. Muối sắt (III) - Đa số muối sắt (III) tan trong nươc, khi kết tinh thường ở dạng ngậm nước như Fe2(SO4)3.9H2O, FeCl3.6H2O, - Muối sắt (III) cĩ oxi hĩa, dễ bị khử thành muối sắt (II). Thí dụ : Fe + 2FeCl3 3FeCl2 (dd màu vàng) (dd màu xanh nhạt) Cu + 2FeCl3 CuCl2 + 2FeCl2 (dd màu vàng) (dd màu xanh) 2FeCl3 + 2KI 2FeCl2 + 2KCl + I2 - Điều chế : Cho Fe tác dụng với các chất oxi hĩa mạnh như Cl2, HNO3, H2SO4 đặc, hoặc các hợp chất sắt (III) tác dụng với axit HCl, H2SO4 lỗng, Dung dịch muối sắt (III) thu được cĩ màu vàng nâu. - Nhận biết muối sắt (III) nhờ tác dụng với dung dịch muối kali hoặc muối amoni sunfoxianua (KSCN, NH4SCN) để tạo muối sắt (III) sunfoxianua màu đỏ máu: FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl Đối với Fe2+ và Fe3+ thì cĩ thể nhận biết qua phức xyanua: 2+ - 4- Fe + 6CN [Fe(CN)6] Fe4[Fe(CN)6]3 Feroxianua xanh Prusse 3+ - 3- Fe + 6CN [Fe(CN)6] Fe3[Fe(CN)6]2 Feroxianua xanh Turn bull 4. Ứng dụng của hợp chất sắt (III) Muối FeCl3 được dùng làm chất xúc tác trong một số phản ứng hữu cơ. Fe2(SO4)3 cĩ trong phèn sắt– amoni (NH4)2SO4.Fe2(SO4)3.24H2O. Fe2O3 được dùng để pha chế sơn chống gỉ Trang 54
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG BÀI 3: SẢN XUẤT GANG - THÉP I. SẢN XUÂT GANG 1. Nguyên liệu Quặng sắt (khơng chứa hoặc chứa rất ít S, P), chất chảy 2. Nguyên tắc Dùng CO để khử dần dần Fe2O3 thành Fe +3+2+3+2 +CO+CO+CO FeOFeOFeOFe23   34ttt000 3. Các phản ứng xảy ra trong quá trình sản xuất gang - Phản ứng tạo chất khử CO t0 C + O2 CO2 CO2 + C 2CO - Phần trên thân lị ở 4000C đến 12000C 3Fe3O3 + CO 2Fe3O4 + CO2 - Phần giữa của thân lị nhiệt độ (5000C - 6000C) Fe3O4 + CO 3FeO + CO2 - Phần dưới thân lị nhiệt độ (700 - 8000C) FeO + CO Fe + CO2 - Sắt chảy qua C xuống dưới thu được sản phẩm gang lỏng ở 1200oC và xảy ra các phản ứng phụ: to 3Fe + C  Fe3C 3Fe + 2CO Fe3C + CO2 (xementit) - Ngồi ra cịn thu được xỉ từ các phản ứng phụ sau: CaCO3 CaO + CO2 CaO + SiO2(cát) CaSiO3 (xỉ) Và khí lị cao gồm CO, H2, CH4, dùng làm nhiên liệu. II. SẢN XUẤT THÉP 1. Nguyên liệu Gang trắng, gang xám, sắt phế liệu Khơng khí hoặc oxi Nhiên liệu: dầu madút hoặc khí đốt Chất chảy: canxi oxit 2. Nguyên tắc Oxi hĩa 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 hĩa học xảy ra a. Phản ứng tạo thép - Oxi khơng khí sẽ oxi hĩa các tạp chất trong gang Trước hết Si + O2 = SiO2 2Mn + O2 = 2MnO - Tiếp đến C bị oxi hĩa thành CO (1.2000C) 2C + O2 = 2CO - Sau đĩ S + O2 = SO2 4P + 5O2 = 2P2O5 - Một phần Fe bị oxi hĩa 2Fe + O2 = 2FeO - Sau khi cho thêm lượng gang giàu Mangan Mn là chất khử mạnh hơn Fe sẽ khử ion sắt trong FeO thành sắt. FeO + Mn = Fe + MnO b. Phản ứng tạo xỉ Trang 55
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Ở nhiệt độ cao SiO2, P2O5 tác dụng với CaO tạo xỉ dễ nĩng chảy, cĩ tỉ khối nhỏ nổi trên thép. 3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2 CaO + SiO2 = CaSiO3 Ngày nay cĩ một số phương pháp luyện thép chủ yếu sau đây: 1.Phương pháp Bessemer: Thổi khơng khí vào trong gang lỏng để đốt cháy các tạp chất trong gang: to 2Mn + O2  2MnO Si + O2 SiO2 C + O2 CO2 2Fe + O2 2FeO FeO + SiO2 FeSiO3 MnO + SiO2 MnSiO3 xỉ * Đặc điểm: - Xảy ra nhanh (15 – 20 phút), khơng cho phép điều chỉnh được thành phần của thép. - Khơng loại bỏ được P, S do đĩ khơng luyện được thép nếu gang cĩ chứa những tạp chất đĩ. 2. Phương pháp Bessemer cải tiến: a) Phương pháp Thomas: Lĩt bằng gạch chứa MgO và CaO để loại bỏ P: 4P + 5O2 2P2O5 P2O5 + 3CaO Ca3(PO4)2 * Đặc điểm: Cho phép loại được P nhưng khơng loại được lưu huỳnh. b) Phương pháp thổi Oxi: thay khơng khí bằng O2 tinh khiết cĩ áp suất cao (khoảng 10atm) để oxi hĩa hồn tồn các tạp chất. Đây là phương pháp hiện đại nhất hiện nay. * Đặc điểm: - Nâng cao chất lượng và chủng loại thép - Dùng được quặng sắt và sắt thép gỉ để làm phối liệu - Khí O2 cĩ tốc độ lớn xuyên qua phế liệu nĩng chảy và oxi hĩa các tạp chất một cách nhanh chĩng. Nhiệt lượng tỏa ra trong phản ứng oxi hĩa giữ cho phối liệu trong lị luơn ở thể lỏng. - Cơng suất tối ưu. 3. Phương pháp Martin: chất oxi hĩa là oxi khơng khí và cả sắt oxit của quặng sắt. * Đặc điểm: - tốn nhiên liệu để đốt lị - Xảy ra chậm (6 – 8h) nên kiểm sốt được chất lượng thép theo ý muốn. 4. Phương pháp hồ quang điện: nhờ nhiệt độ trong lị điện cao (> 3000oC) nên cĩ thể luyện được các loại thép đặc biệt chứa những kim loại khĩ nĩng chảy như Mo, W, BÀI 4: CROM Crom là một kim loại cứng, mặt bĩng, màu xám thép với độ bĩng cao và nhiệt độ nĩng chảy cao. Nĩ là chất khơng mùi, khơng vị và dễ rèn. Các trạng thái ơxi hĩa phổ biến của crom là +2, +3 và +6, với +3 là ổn định nhất. Các trạng thái +1, +4 và +5 là khá hiếm. Các hợp chất của crom với trạng thái ơxi hĩa +6 là những chất cĩ tính ơxi hĩa mạnh. Trong khơng khí, crom được ơxy thụ động hĩa, tạo thành một lớp mỏng ơxít bảo vệ trên bề mặt, ngăn chặn quá trình ơxi hĩa tiếp theo đối với kim loại ở phía dưới. Trong tự nhienâ nguyên tố Cr tồn tại ở các loại quặng chính nào? - Khoáng vật chính của Cr là : sắt cromit : Fe(CrO2)2 , chì cromat : PbCrO4 - Trong cơ thể sống, chủ yếu là thực vật có khoảng 1-4% Cr theo khối luợng. - Trong nuớc biển: Crom chiếm 5.10-5 mg/1lit ; I. VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO - Crom là kim loại chuyển tiếp, thuộc nhĩm VIB, chu kì 4, số hiệu nguyên tử là 24. - Sự phân bố electron vào các mức năng lượng:1s22s22p63s23p64s13d5 - Cấu hình electron nguyên tử: 1s22s22p63s23p63d54s1 hay [Ar] 3d54s1 - Crom cĩ số oxi hĩa +1 đến +6. Phổ biến hơn cả là các số oxi hĩa +2, +3 và +6. - Độ âm điện: 1,61 - Bán kính nguyên tử Cr 0,13 nm (1 nm = 1×10−9 m = 1×10−3 μm) Trang 56
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG - Bán kính ion Cr2+ là 0,084 nm và Cr3+ là 0,069 nm. II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ Crom cĩ màu trắng ánh bạc, rất cứng (cứng nhất trong số các kim loại), khĩ nĩng chảy (18900C). Crom là kim loại nặng, cĩ khối lượng riêng 7,2 g/cm3. III. TÍNH CHẤT HĨA HỌC 1. Tác dụng với phi kim Ở nhiệt độ cao, crom tác dụng được với nhiều phi kim t0 4Cr3O2CrO  223 0 2Cr3Cl2CrCl  t 23 Với lưu huỳnh: Nung bột Cr với bột S thu đuợc các sunfua có thành phần khác nhau như : CrS, Cr2S3, Cr3S4 , Cr5S6 ,Cr7S8. Cr + S → CrS 2Cr + 3S → Cr2S3 3Cr + 4S → Cr3S4 2. Tác dụng với nước. Crom cĩ thế điện cực chuẩn nhỏ ( E0,74V0 ) âm hơn so với thế điện cực hidro ở pH = 7 Cr/Cr3 ( E0,74V0 ). Tuy nhiên, trong thực tế crom khơng phản ứng với nước. HO/H22 3. Tác dụng với axit - Tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 lỗng tạo ra muối Cr(II). Cr2HClCrClH  22 CrHSOCrSOH  2442 - Khi có không khí : CrSO4 + O2 + H2SO4 → 2Cr2(SO4)3 + 2H2O * Cr bị H2SO4 đặc nguội thụ động hóa (giống Al, Fe), Cr cũng tan trong H2SO4 đặc và sôi tạo ra SO2 và muối Cr(III) . 2Cr + 6H2SO4 → 2Cr2(SO4)3 + 3SO2↑+3H2O HNO3 loãng, đặc, nuớc cuờng toan: Khi nguội không tác dụng với Cr (nguyên nhân là do "tính thụ động" của Cr), khi đun nóng Cr tác dụng yếu, khi đun sôi ph/ứng xảy ra mạnh tạo muối Cr(III). Cr + 4HNO3 → Cr(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O Cr + HNO3 + 3 HCl → CrCl3 + NO ↑ + 2H2O IV. ỨNG DỤNG - Thép chứa 2,8-3,8% crom cĩ độ cứng cao, bền, cĩ khả năng chống gỉ. - Thép chứa 18% crom là thép khơng gỉ (thép inox). - Thép chứa 25-30% crom siêu cứng dù ở nhiệt độ cao. - Crom dùng để mạ thép. Thép mạ crom bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mịn và tạo vẻ đẹp cho đồ vật. V. SẢN XUẤT Phương pháp nhiệt nhơm: Cr2O3 được tách ra từ quặng cromit FeO.Cr2O3. 4 FeCr2O4 + 8 Na2CO3 + 7 O2 → 8 Na2CrO4 + 2 Fe2O3 + 8 CO2 2 Na2CrO4 + H2SO4 → Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O Na2Cr2O7 + 2 C → Cr2O3 + Na2CO3 + CO t0 Cr2 O 3 2Al  2Cr Al 2 O 3 BÀI 5: MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA CROM I. HỢP CHẤT CROM (II) 1. CROM (II) OXIT CrO: CrO là một oxit bazơ. Màu đen CrO 2HCl  CrCl H O 22 CrO H2 SO 4  CrSO 4 H 2 O Trang 57
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG CrO cĩ tính khử, trong khơng khí CrO dễ bị oxi hĩa thành Cr2O3. +2 +3 4 CrCl2 + O2 + 4HCl → 4CrCl3 + 2H2O +2 +3 4Cr(OH)2 +O2 + 2H2O→ 4Cr(OH)3 Tại sao dung dịch CrCl2 để ngòai không khí lại chuyển từ màu xanh lam sang màu lục ? 2+ - 2+ CrCl2 trong dung dịch phân ly ra Cr và Cl . Ion Cr tồn tại ở dạng 2+ [ Cr(H2O) ] có màu xanh ,nên dung dịch CrCl2 có màu xanh. Mặt khác trạng thái oxi hóa +2 của Cr có tính khử mạnh ,ngay trong dung dịch CrCl2 bị oxi 3+ 3+ hóa bởi oxi không khí chuyển thành CrCl3 . Ion Cr trong dung dịch tồn tại duới dạng [ Cr(H2O) ] có màu lục.Nên trong không khí CrCl2 chuyển từ màu xanh lam sang màu lục . 2. Cr(OH)2 - Cr(OH)2 là chất rắn, màu vàng. - Cr(OH)2 cĩ tính khử, trong khơng khí oxi hĩa thành Cr(OH)3 4Cr(OH)O2HO4Cr(OH)  2223 - Cr(OH)2 là một bazơ. Cr(OH)2HClCrCl2HO  222 3. Muối crom (II) Muối crom (II) cĩ tính khử mạnh. 2CrClCl2CrCl223  III. HỢP CHẤT CROM (III) 1. Cr2O3 0 *Cr2O3 có cấu trúc tinh thể, màu lục thẫm, có nhiệt độ nóng chảy cao( 2263 C) * Cr2O3 là oxit lưỡng tính, tan trong axit và kiềm đặc. Cr2332 O6HCl2CrCl3H  O Cr O2NaOH2NaCrOH  O 2322 Cr2324 O2NaOH3H  O2Na[Cr(OH) ] Cr2O3 được dùng tạo màu lục cho đồ sứ, đồ thủy tinh. 2. Cr(OH)3 Cr(OH)3 là hiroxit lưỡng tính, kết tủa nhầy, màu lục nhạt, tan được trong dung dịch axit và dung dịch kiềm. Cr(OH)3HClCrCl3H332  O Cr(OH)NaOHNa[Cr(OH)34  ] Cr(OH)NaOHNaCrO2H  O 322 + Bị phân huỷ bởi nhiệt tạo oxit tương ứng : 2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O Vd1 : Viết các phản ứng của Cr(OH)3 lần luợt với Na2O2, H2O2, Cl2, Br2, NaOCl, PbO2, KMnO4 trong môi truờng kiềm.( Cr3+ bị oxi hóa đến +6) Cr(OH)3 +3Na2O2 → 2Na2CrO4 + 2NaOH + 2H2O 2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 8H2O 2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10 NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8 H2O 2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O 2 Cr(OH)3 + 3NaOCl + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 3NaCl + 5H2O 2Cr(OH)3 + 3PbO2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 3PbO + 5H2O Cr(OH)3 + 3KmnO4 + 5KOH → K2CrO4 + 3K2MnO4 + 4H2O Vd2: Cho NaOH đến dư vào dung dịch CrCl3, sau đó cho vào dung dịch thu duợc một ít tinh thể Na2O2. Nêu hiện tuợng và viết PTHH? Hiện tuợng : - Ban dầu xuất hiện kết tủa keo màu xanh nhạt ,luợng kết tủa tăng dần đến cực đại ,do phản ứng : Trang 58
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG CrCl3 + 3NaOH → Cr(OH)3↓ + 3NaCl - Luợng kết tủa tan dần đến hết trong NaOH dư Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2 + 2H2O - Cho tinh thể Na2O2 vào dung dịch thu đuợc , thấy dung dịch xuất hiện màu vàng do tạo muối cromat 2NaCrO2 + 3Na2O2 + 4H2O → 2 Na2CrO4 + 4NaOH 3. Muối crom (III) - Muối crom (III) cĩ tính khử và tính oxi hĩa. - Muối Cr(III): CrCl3 màu tím, Cr2(SO4)3 màu hồng. Chú ý khi vào dung dịch, muối Cr(III) cĩ màu tím-đỏ ở nhiệt độ thường và màu lục khi đun nĩng. - Trong mơi trường axit, muối crom (III) cĩ tính oxi hĩa bị Zn khử thành muối crom (II) 2CrClZn2CrClZnCl  322 Cr(SO)Zn2CrSOZnSO  24344 - Trong mơi trường kiềm, muối crom (III) cĩ tính khử và bị chất oxi hĩa mạnh oxi hĩa thành muối crom (VI). 2CrBr3 3Br 2 16KOH 2K 2 CrO 4 12KBr 8H 2 O 2CrCl3 3Br 2 16KOH 2K 2 CrO 4 6KBr 6KCl 8H 2 O Cr2 (SO 4 ) 3 3Br 2 16KOH 2K 2 CrO 4 6KBr 3K 2 SO 4 8H 2 O 2Cr(NO )3Br16KOH2K CrO6KBr6KNO8H O 3 322432 Phương trình ion: 2Cr3Br16OH2CrO6Br8H32  O 242 - Phèn crom-kali K2SO4.Cr2(SO4)3.24H2O cĩ màu xanh tính, được dùng để thuộc da, làm chất cầm màu trong ngành nhuộm vải. III. HỢP CHẤT CROM (VI) 1. CrO3 - CrO3 là chất oxi hĩa rất mạnh. Một số chất vơ cơ và hữu cơ như S, P, C, NH3, C2H5OH bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3, CrO3 bị khử thành Cr2O3. 4CrO3S3SO2Cr3223  O 10CrO6P3P  O5Cr O 32523 4CrO3C3CO2Cr  O 3223 2CrO2NHCr  ON3H O 332322 C H OH4CrO2CO3H  O2Cr O 2532223 - CrO3 là oxit axit, khi tác dụng với nước tạo thành hỗn hợp axit cromic H2CrO4 và axit đicromic H2Cr2O7. Hai axit này khơng thể tách ra ở dạng tự do, chỉ tồn tại trong dung dịch. Nếu tách ra khỏi dung dịch, chúng bị phân hủy thành CrO3. 2. Muối cromat và đicromat 2 - 2- - Ion cromat CrO4 cĩ màu vàng. Ion đicromat Cr2O7 cĩ màu da cam. - Trong mơi trường axit, cromat chuyển hĩa thành đicromat. 2K CrO  H SOK Cr O K SO H O 242 42 2 72 42 - Trong mơi trường kiềm đicromat chuyển hĩa thành cromat. K Cr O 2KOH  2K CrO H O 2 2 7 2 4 2 Tổng quát: 2CrO22 2H  Cr O H O 4 2 7 2 - Muối cromat và đicromat cĩ tính oxi hĩa mạnh, chúng bị khử thành muối Cr(III). K2 Cr 2 O 742 6FeSO 42 4 327H SO 4 3 Cr 2 (SO 42 ) 3Fe (SO ) K SO 7H O K227 Cr O 6KI 7H 24 SO Cr 243 (SO ) 4K 242 SO 3I 7H 2 O K Cr O 14HCl 2KCl 3CrCl 3Cl 7H O 2 2 7 3 2 2 K Cr O 3H S 4H SO Cr (SO ) K SO 7H O 3S 227 2 24 24324 2 (NH4)2Cr2O7 bị nhiệt phân theo phản ứng: 0 (NH ) Cr O t N Cr O 4H O 4 2 2 7 2 2 3 2 Trang 59
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG Phèn Crom : Cr2(SO4)3.K2SO4.24H2O Cr2(SO4)3 + 6KOH → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KBr + 8 H2O. 2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 K2Cr2O7 + H2SO4 đặc → CrO3 + K2SO4 + H2O VD: Thêm từ từ từng giọt dung dịch H2SO4 loãng vào dung dịch K2CrO4 đến môi truờng axit; sau đó lại thêm tiếp từng giọt dung dịch NaOH loãng cho đến môi truờng kiềm. Nêu hiện tuợng và giải thích bằng các phuong trình phản ứng? Giải: - Dung dịch K2CrO4 có màu vàng đậm ,có phản ứng trung hoà với quỳ, khi cho thêm axit chuyển sang màu vàng da cam do phản ứng : 2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 +K2SO4 + H2O - Khi cho tiếp NaOH dến môi truờng kiềm màu của dung dịch lại chuyển từ màu vàng da cam sang vàng đậm ,do phản ứng : K2Cr2O7 + 2NaOH → K2CrO4 +Na2CrO4 + H2O BÀI 6: ĐỒNG VÀ HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG A. ĐỒNG I. Vị trí và cấu tạo: 64 - Kim loại chuyển tiếp, thuộc nhĩm IB, Chu kỳ 4, Số hiệu NT là 29, Kí hiệu Cu 29 Cu . - Cấu hình e: 1s22s22p63s23p63d104s1. hoặc: Ar3d104s1. - Trong các hợp chất đồng cĩ soh phổ biến là: +1; +2. - Cấu hình e của: Ion Cu+: 3d10 Ion Cu2+: 3d9 2. Cấu tạo của đơn chất: - Đồng cĩ BKNT nhỏ hơn kim loại nhĩm IA - Ion đồng cĩ điện tích lớn hơn kim loại nhĩm IA - Kim loại đồng cĩ cấu tạo kiểu mạng tinh thể lập phương tâm diện là tinh thể đặc chắc liên kết trong đơn chất đồng bền vững hơn. 3. Một số tính chất khác của đồng: - BKNT: 0,128 (nm). - BK các ion Cu2+: 0,076(nm); Cu+: 0,095 (nm) - Độ âm điện: 1,9 - Năng lượn ion hĩa I1, I2: 744; 1956 (KJ/mol) 0 2+ - Thế điện cực chuẩn: E Cu /Cu: +0,34(V). II. Tính chất vật lí: - Là kim loại màu đỏ, dẻo, dễ kéo sợi và tráng mỏng. 3 0 0 - Dẫn điện và nhiệt rất cao (chỉ kém hơn bạc). D = 8,98g/cm ; t nc = 1083 C III. Hĩa tính: Cu là KL kém hoạt động; cĩ tính khử yếu. 1. Pứ với phi kim: - Khi đốt nĩng 2Cu + O2 2CuO (đồng II oxit) - Cu td Với Cl2, Br2, S ở nhiệt độ thường hoặc đun nĩng. PT: Cu + Cl2 CuCl2 (đồng clorua) Cu + S CuS (đồng sunfua). 2. Tác dụng với axit: a. Với HCl, H2SO4(l): 2+ Khơng phản ứng nhưng nếu cĩ mặt O2 của khơng khí thì Cu bị oh Cu PT: 2Cu + 4HCl + O2 2CuCl2 + 2H2O. 2Cu + 2H2SO4 (l) + O2 2CuSO4 + 2H2O b. Với HNO3, H2SO4 đặc nĩng: 0 5 2 2 3Cu 8H NO3 (l) 3Cu(N03 )2 2 NO  4H 2 0 0 5 2 4 Cu 4H NO3 (đ) Cu(N03 ) 2 2 N02 2H 2 0 Trang 60
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG 0 6 2 4 Cu 2H 2 SO 4 (đ,n) Cu(SO3 )2 2 S O2 4H 2 0 3. Tác dụng với dung dịch muối: - Đồng khử được ion của những kim loại đứng sau nĩ trong dãy điện hĩa ở trong dd muối KL tự do + 2+ VD: Cu + 2AgN03 Cu(N03)2 + 2Ag Cu + 2Ag Cu + 2Ag B. Một số hợp chất của đồng: 1. Đồng (II) Oxit: CuO là chất rắn, màu đen 2 t 0 0 2 3 t0 0 0 Tính oxi hĩa: TD: CuO C0 Cu C02  CuO 2 N H3 3Cu N 2  3H 2 0 Tính oxit bazơ : CuO + 2HCl CuCl2 + H2O 2. Đồng (II) hiđroxit: Cu(OH)2 Chất rắn, màu xanh - Tính bazơ: Phản ứng với axit M + H2O TD: Cu(OH)2 + 2HCl CuCl2 + 2H20 Phản ứng tạo phức tan: Cu(OH)2 + 4NH3 [Cu(NH3)4](OH)2 t 0 - Cu(OH)2 dễ bị nhiệt phân: Cu(OH)2  CuO + H20 3. Muối Đồng II : CuS04 (khan) màu trắng, chất rắn. CuSO4 hấp thụ nước tạo thành CuSO4.5H2O màu xanh dùng CuSO4 khan dùng để phát hiện dấu vết của nước trong các chất lỏng. A – MỘT SỐ VẤN ĐỀ LÍ THUYẾT CẦN NẮM VỮNG 1. Crom Sắt Đồng - Cấu hình electron nguyên tử Cr : [Ar]3d54s1; Fe : [Ar]3d64s2, Cu : [Ar]3d104s1. - Thế điện cực chuẩn E0 = -0,74V; E0 = -0,44V; E0 = 0,77V, E0 = 0,34V. C r /3+ C r F e /2+ F e F e3+2 / F e C u /2+ C u 2. Sơ đồ minh hoạ tính chất hố học của crom 0 + O2, t + NH3 Cr2O3 (r CrO3 + bột Al Nước 0 + Cl2, t CrCl3 (r) H2CrO4 H2Cr2O7 HCl 2 + Cl2 +3 +Br2 +6 Cr Cr (dd) Cr (dd) Cr (dd) H2SO4(l) +Zn +SO2, KI Kiềm Axit Axit +(O2+H2O) Cr(OH)2 Cr(OH)3 Kiềm - [Cr(OH)4] Số oxi hố +2 Số oxi hố +3 Số oxi hố +6 - Tính khử. - Tính khử và tính oxi hố. - Tính oxi hố. - Oxit và hiđroxit - Oxit và hiđroxit cĩ tính - Oxit và hiđroxit cĩ cĩ tính bazơ. lưỡng tính. tính axit. 3. Sơ đồ minh hoạ tính chất hố học của sắt và hợp chất Trang 61
MTH - Tổng hợp lý thuyết Hĩa 12 THPT QG 0 + S, t FeS (r) 0 + O2, t Fe3O4 (r) + CO, t0 +Khơng khí và nước Fe2O3.xH2O (gỉ) Fe +Cl2 FeCl3 (r) + Cl2, +KMnO4 HCl, H2SO4 (l) 2+ 3+ dd muối Fe (dd) Fe (dd) + Fe, +Cu, +KI OH- H+ H+ (H2O + O2) Fe(OH)2 Fe(OH)3 OH- ddHNO3,H2SO4đặc nĩng,ddAgNO3dư Fe3+ (dd) ddu Số oxi hố +2 Số oxi hố +3 - Tính khử. - Tính oxi hố. - Oxit và hiđroxit cĩ tính bazơ. - Oxit và hiđroxit cĩ tính bazơ. 4. Sơ đồ minh hoạ tính chất hố học đồng 2+ [Cu(NH3)4] NH3 Cu(OH)2 OH- H+ HCl + O2, HNO3, H2SO4 đ Kết tinh CuSO4.5H2O Cu2+ (dd) dd FeCl3, AgNO3 Cu(NO3)2.3H2O H+ Cu 0 Khơng khí, t0 Khơng khí, 1000 C CuO (đen) Cu2O (đỏ) 0 0 Chất khử CO, NH3, t t Khơng khi ẩm CuCO3.Cu(OH)2 (r) Khí Clo khơ CuCl2 (r) Số oxi hố +2 - Tính oxi hố. - Oxit và hiđroxit cĩ tính bazơ. 5. Sơ lược về các kim loại Ag, Au, Ni, Zn, Sn, Pb Ag Au Ni Zn Sn Pb Số oxi hố +1, +2, +1, +3 +2 +2, +4 +2, +4 (+2) (+3) Eo(V) Ag+/Ag Au3+/Au Ni2+/Ni Zn2+/Zn Sn2+/Sn Pb2+/Pb +0,08 +1,5 -0,26 -0,76 -0,14 -0,13 Tính khử Rất yếu Rất yếu T.Bình Mạnh Yếu Yếu Trang 62