Nhằm giúp học sinh học, ôn tập và hệ thống hóa một cáchđầy đủ, sâu sắc, nhưng với thời gian ngắn nhất kiếnthức hóa học hữu cơ bậc trung học phổ thông, chúng tôi biên soạn cuốn sách ÔN TẬP VÀ HỆ THỐNG HÓA NHANH HÓA VÔ CƠ SƠ ĐỒ PHẢN ỨNG HÓA HỌC Về nội dung, cuốn sách cung cấp cho bạn đọc những kiến thứcmới, cập nhật phương thức ra đề thi tú tài và thi tuyển sinh đại họctheo hướng mới của Bộ Giáo dục và Đào tạo (Tự luận Trắc nghiệmkhách quan).Khi sử dụng cuốn sách, trước hết học sinh phải xem kĩ phần ôntập, hệ thống hóa kiến thức, sau đó nên làm hết các bài tập về sơ đồphản ứng hóa học, để vận dụng, khắc sâu, hoàn thiện kiến thức đãlĩnh hội được.Đối với học sinh, để chuẩn bị cho việc ôn luyện trước các kì thihọc kì, chuyển lớp, tú tài và thi vào đại học, mong rằng cuốn sáchnày sẽ đem lại những điều bổ ích, thiết thực và hiệu quả.Dù rất cố gắng, chúng tôi vẫn cảm thấy chắc chắn không tránhkhỏi thiếu sót, rất mong nhận được ý kiến đóng góp của bạn đọc.
Trang 4206
Lời nói đầu
Nhằm giúp học sinh có tài liệu, ôn tập và hệ thống hóa kiến
thức hóa học bậc trung học phổ thông phần hóa học vô cơ,
chúng tôi biên soạn cuốn sách:
ÔN TẬP VÀ HỆ THỐNG HÓA HÓA HỌC VÔ CƠ
SƠ ĐỒ PHẢN ỨNG HÓA HỌC Khi sử dụng cuốn sách, trước hết học sinh phải xem kĩ phần ôn
tập, hệ thống hóa kiến thức, sau đó nên làm hết các bài tập về sơ
đồ phản ứng hóa học, để vận dụng, khắc sâu, hoàn thiện kiến thức
đã lĩnh hội được
Dù rất cố gắng, chúng tôi vẫn nghĩ rằng cuốn sách này không
thể tránh khỏi thiếu sót, rất mong nhận được ý kiến đóng góp
của bạn đọc
Quan Hán Thành
Mục lục
Lời nói đầu 3
PHẦN I: KIM LOẠI Vấn đề 1: 5
Vấn đề 2: 24
Vấn đề 3: 40
Vấn đề 4: 56
Vấn đề 5: 74
Vấn đề 6: 103
PHẦN II: PHI KIM Vấn đề 1: 121
Vấn đề 2: 143
Vấn đề 3: 165
Vấn đề 4: 194
Trang 6
PHẦN I
KIM LOẠI
Vần đề 1
ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI
I CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI
1 Khái niệm kim loại là gì?
Kim loại là nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường
electron hóa trị trong các phản ứng hóa học để trở thành ion
dương Nguyên tử kim loại không thể thu thêm electron, vì thế
không bao giờ trở thành ion âm được
2 Cấu tạo nguyên tử kim loại
Hầu hết các nguyên tố kim loại có cấu tạo nguyên tử với lớp
electron ngoài cùng có rất ít electron (1, 2 hay 3e) So với nguyên
tử phi kim cùng chu kỳ, nguyên tử kim loại có điện tích hạt
nhân bé hơn, nhưng có bán kính nguyên tử lớn hơn, do đó có độ
âm điện nhỏ hơn
3 Cấu tạo đơn chất kim loại
a Ở dạng rắn, đơn chất kim loại có cấu tạo mạng tinh thể
Với nút mạng là các ion dương dao động xung quanh vị
trí cân bằng và các electron tự do chuyển động hỗn loạn
giữa các ion dương tạo lớp “khí e”, thiết lập nên một cân
bằng động
b Ba kiểu mạng tinh thể của kim loại: mạng lập phương tâm
khối (ví dụ: các kim loại kiềm Na, K, …); mạng lập phương tâm diện (ví dụ: Al, Pb, Ni, Ca, Sr, …); mạng lăng trụ lục giác đều (ví dụ: Be, Mg, Zn, Cd, …)
4 Liên kết kim loại
a Khái niệm: Liên kết kim loại là liên kết sinh ra do các
electron tự do gắn các ion dương kim loại với nhau
b So sánh bản chất của liên kết kim loại với liên kết cộng hóa trị:
Lực liên kết là do các electron chung đã gắn các nguyên tử (trong liên kết cộng hóa trị) hoặc gắn các ion dương (trong liên kết kim loại) với nhau
Trong liên kết cộng hóa trị những đôi electron dùng chung là của hai hoặc của một nguyên tử đóng góp Trong liên kết kim loại là những electron của tất cả các nguyên tử kim loại cùng đóng góp
c So sánh bản chất của liên kết kim loại với liên kết ion
Lực liên kết là lực hút tĩnh điện giữa các phần tử mang điện trái dấu
Trong liên kết ion, lực hút tĩnh điện là của ion dương và ion âm Trong liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện giữa ion dương kim loại và các electron tự do
Trang 7
II TÍNH CHẤT VẬT LÝ CHUNG CỦA KIM LOẠI
1 Có ánh kim: do các electron tự do trong kim loại đã phản
xạ tốt những tia sáng có bước sóng mà mắt ta có thể nhìn
thấy được
2 Có tính dẻo: khi chịu tác dụng của một lực cơ học, khối
kim loại chỉ bị biến dạng (nghĩa là có tính dẻo) là do các
lớp ion kim loại chỉ trượt lên nhau mà không bị tách rời,
vì có lớp “khí electron” liên kết chúng lại
3 Có tính dẫn điện: nối kim loại với một nguồn điện, các
electron tự do trong kim loại chuyển dời có hướng (về cực
dương), tạo dòng điện trong kim loại
4 Có tính dẫn nhiệt: khi đốt nóng một đầu khối kim loại,
các electron tự do ở đây chuyển động nhanh hơn Do va
đập, các electron này sẽ truyền năng lương (dưới dạng
nhiệt) cho các ion dương ở vùng có nhiệt độ thấp hơn Vì
vậy, kim loại dẫn nhiệt được
5 Khi nhiệt độ tăng, tính dẫn nhiệt và tính dẫn điện
của kim loại giảm vì các ion dương dao động mạnh hơn,
cản trở dòng electron, mặt khác các electron chuyển động
hỗn loạn mạnh hơn, càng khó định hướng theo một chiều
nhất định
Lưu ý
Tính chất vật lý chung của kim loại do electron tự do
trong kim loại gây ra
Ngoài những tính chất chung ở trên, kim loại còn có một số
tính chất không giống nhau như:
– Tỉ khối (d): Kim loại nhẹ có d < 5 (K, Na, Mg, Al, …)
Kim loại nặng có d > 5 (Zn, Fe, …)
– Độ cứng, nhiệt độ nóng chảy, …
III TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI
1 Dãy điện hóa của kim loại
a Trong các biến đổi hóa học, giữa nguyên tử và ion của một
nguyên tố kim loại có quan hệ:
n ne
(Dạng khử) (Dạng oxi hóa)
Dạng oxi hóa và dạng khử của một kim loại tạo thành cặp oxi hóa – khử của kim loại đó
b Dãy điện hóa của kim loại là dãy những cặp oxi hóa –
khử được xếp theo chiều tăng dần tính oxi hóa của các ion kim loại và chiều giảm dần tính khử của các nguyên tử kim loại tương ứng
Tính oxi hóa của các ion kim loại tăng dần
Li K Ba Ca Na Mg Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Fe Hg Ag Pt Au
+ + 2+ 2+ + 2+ 2+ 3+ 2+ 2+ 2+ 2+ + 2+ 3+ 2+ + 2+ 3+
Tính khử của các nguyên tử kim loại giảm dần
c Quy tắc (dự đoán chiều phản ứng giữa hai cặp oxi hóa–khử)
Một phản ứng oxi hóa – khử chỉ có thể xảy ra theo chiều: chất oxi hóa mạnh hơn oxi hóa chất khử mạnh hơn để sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn
Trang 8
II TÍNH CHẤT VẬT LÝ CHUNG CỦA KIM LOẠI
1 Có ánh kim: do các electron tự do trong kim loại đã phản
xạ tốt những tia sáng có bước sóng mà mắt ta có thể nhìn
thấy được
2 Có tính dẻo: khi chịu tác dụng của một lực cơ học, khối
kim loại chỉ bị biến dạng (nghĩa là có tính dẻo) là do các
lớp ion kim loại chỉ trượt lên nhau mà không bị tách rời,
vì có lớp “khí electron” liên kết chúng lại
3 Có tính dẫn điện: nối kim loại với một nguồn điện, các
electron tự do trong kim loại chuyển dời có hướng (về cực
dương), tạo dòng điện trong kim loại
4 Có tính dẫn nhiệt: khi đốt nóng một đầu khối kim loại,
các electron tự do ở đây chuyển động nhanh hơn Do va
đập, các electron này sẽ truyền năng lương (dưới dạng
nhiệt) cho các ion dương ở vùng có nhiệt độ thấp hơn Vì
vậy, kim loại dẫn nhiệt được
5 Khi nhiệt độ tăng, tính dẫn nhiệt và tính dẫn điện
của kim loại giảm vì các ion dương dao động mạnh hơn,
cản trở dòng electron, mặt khác các electron chuyển động
hỗn loạn mạnh hơn, càng khó định hướng theo một chiều
nhất định
Lưu ý
Tính chất vật lý chung của kim loại do electron tự do
trong kim loại gây ra
Ngoài những tính chất chung ở trên, kim loại còn có một số
tính chất không giống nhau như:
– Tỉ khối (d): Kim loại nhẹ có d < 5 (K, Na, Mg, Al, …)
Kim loại nặng có d > 5 (Zn, Fe, …)
– Độ cứng, nhiệt độ nóng chảy, …
III TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI
1 Dãy điện hóa của kim loại
a Trong các biến đổi hóa học, giữa nguyên tử và ion của một
nguyên tố kim loại có quan hệ:
n ne
(Dạng khử) (Dạng oxi hóa)
Dạng oxi hóa và dạng khử của một kim loại tạo thành cặp oxi hóa – khử của kim loại đó
b Dãy điện hóa của kim loại là dãy những cặp oxi hóa –
khử được xếp theo chiều tăng dần tính oxi hóa của các ion kim loại và chiều giảm dần tính khử của các nguyên tử kim loại tương ứng
Tính oxi hóa của các ion kim loại tăng dần
Li K Ba Ca Na Mg Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Fe Hg Ag Pt Au
+ + 2+ 2+ + 2+ 2+ 3+ 2+ 2+ 2+ 2+ + 2+ 3+ 2+ + 2+ 3+
Tính khử của các nguyên tử kim loại giảm dần
c Quy tắc (dự đoán chiều phản ứng giữa hai cặp oxi hóa–khử)
Một phản ứng oxi hóa – khử chỉ có thể xảy ra theo chiều: chất oxi hóa mạnh hơn oxi hóa chất khử mạnh hơn để sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn
Trang 9
d Áp dụng của dãy điện hóa
– Kim loại đứng trước (mạnh hơn) có thể đẩy được kim loại
đứng sau (yếu hơn) ra khỏi dung dịch muối
– Kim loại đứng trước hiđro có thể đẩy được hiđro ra khỏi
nước (chỉ xét đến Fe)
– Kim loại đứng trước hiđro có thể đẩy được hiđro ra khỏi
dung dịch axit loãng
– Khi điện phân: ion kim loại nhận electron theo thứ tự nói
chung từ sau ra trước
e Một số ví dụ áp dụng dãy điện hóa và quy tắc
2 Sáu tính chất hóa học chung của kim loại
Tính chất hóa học cơ bản của kim loại là tính khử (dễ bị oxi
hóa), nghĩa là nguyên tử kim loại dễ nhường electron để trở thành cation
Tính chất 1: Tác dụng với oxi và phi kim khác
a Tác dụng với oxi
Trang 10
d Áp dụng của dãy điện hóa
– Kim loại đứng trước (mạnh hơn) có thể đẩy được kim loại
đứng sau (yếu hơn) ra khỏi dung dịch muối
– Kim loại đứng trước hiđro có thể đẩy được hiđro ra khỏi
nước (chỉ xét đến Fe)
– Kim loại đứng trước hiđro có thể đẩy được hiđro ra khỏi
dung dịch axit loãng
– Khi điện phân: ion kim loại nhận electron theo thứ tự nói
chung từ sau ra trước
e Một số ví dụ áp dụng dãy điện hóa và quy tắc
2 Sáu tính chất hóa học chung của kim loại
Tính chất hóa học cơ bản của kim loại là tính khử (dễ bị oxi
hóa), nghĩa là nguyên tử kim loại dễ nhường electron để trở thành cation
Tính chất 1: Tác dụng với oxi và phi kim khác
a Tác dụng với oxi
Trang 11
b Tác dụng với phi kim khác (Cl 2 , S, C, N 2 , H 2 , …)
Kim loại càng hoạt động tác dụng với phi kim càng mạnh,
phản ứng càng dễ xảy ra, như clo tác dụng được với hầu hết kim
loại tạo muối clorua (kim loại có hóa trị cao)
Ví dụ: 2Fe + 3Cl2 t 0 2FeCl3
Tính chất 2: Tác dụng với nước (H 2 O)
Kim loại Kim loại kiềm
Tính chất 3: Tác dụng với dung dịch axit
a Với dung dịch HCl, H 2 SO 4 loãng:
Vai trò chất oxi hóa là ion H+ (nhận electron của nguyên tử
kim loại, giải phóng khí H2)
+ Kim loại M (hoạt động)
(Lưu ý: Pb không phản ứng,
do tạo lớp PbSO4 bám bề mặt ngăn cản)
Lưu ý: Cu tan trong dung dịch
HCl và dung dịch H2SO4 loãng, nếu có mặt O2
+ Kim loại M (hoạt động) đứng trước
H
+ Kim loại M (thụ động) đứng
sau H
H 2 SO 4 đậm đặc
t0 M2(SO4)m(hóa trị m cao) +
H2S, S, SO2(với M mạnh hơn Fe) hay chỉ SO2 (với Fe và kim loại yếu hơn) + H2O
t0 M2(SO4)m (hóa trị m cao) + SO2 + H2O
t 0 thường 80 0 – 100 0 C Chà sạch Al 2 O 3 2000 – 600 0 C
Trang 12
b Tác dụng với phi kim khác (Cl 2 , S, C, N 2 , H 2 , …)
Kim loại càng hoạt động tác dụng với phi kim càng mạnh,
phản ứng càng dễ xảy ra, như clo tác dụng được với hầu hết kim
loại tạo muối clorua (kim loại có hóa trị cao)
Ví dụ: 2Fe + 3Cl2 t 0 2FeCl3
Tính chất 2: Tác dụng với nước (H 2 O)
Kim loại Kim loại kiềm
Tính chất 3: Tác dụng với dung dịch axit
a Với dung dịch HCl, H 2 SO 4 loãng:
Vai trò chất oxi hóa là ion H+ (nhận electron của nguyên tử
kim loại, giải phóng khí H2)
+ Kim loại M (hoạt động)
(Lưu ý: Pb không phản ứng,
do tạo lớp PbSO4 bám bề mặt ngăn cản)
Lưu ý: Cu tan trong dung dịch
HCl và dung dịch H2SO4 loãng, nếu có mặt O2
+ Kim loại M (hoạt động) đứng trước
H
+ Kim loại M (thụ động) đứng
sau H
H 2 SO 4 đậm đặc
t0 M2(SO4)m(hóa trị m cao) +
H2S, S, SO2(với M mạnh hơn Fe) hay chỉ SO2 (với Fe và kim loại yếu hơn) + H2O
t0 M2(SO4)m (hóa trị m cao) + SO2 + H2O
t 0 thường 80 0 – 100 0 C Chà sạch Al 2 O 3 2000 – 600 0 C
Trang 13 Kim loại càng mạnh tác dụng với dung dịch HNO3
càng loãng thì N5 trong NO3 bị khử xuống mức oxi hóa
càng thấp
Al, Mn, Cr, Fe bị thụ động hóa trong H2SO4 và HNO3
đặc nguội
Một số phương trình phản ứng dạng tổng quát giữa
kim loại M hóa trị không đổi với axit HCl, H 2 SO 4 , HNO 3
xM + yH2SO4 loãng Mx(SO4)y + yH2 (2)
4xM + 5yH2SO4 đặc t0 4Mx(SO4)y + yH2S + 4yH2O(3)
3xM + 4yH2SO4 đặc t0 3Mx(SO4)y + yS + 4yH2O (4)
xM + 2yH2SO4 đặc t0 Mx(SO4)y + ySO2 + 2yH2O (5)
8M + 10mHNO3 rất loãng t0
M + 2mHNO3 đặc t0 M(NO3)m + mNO2 + mH2O (10)
Au và Pt chỉ tan trong dung dịch hỗn hợp (1VHNO3 3VHCl) gọi là nước cường thủy (hay cường toan):
Au + HNO3 + 3HCl AuCl3 + NO + 2H2O
Tính chất 4: Tác dụng với dung dịch muối
a Điều kiện để một kim loại A đẩy được kim loại B ra khỏi dung dịch muối của nó (nghĩa là sản phẩm thu
được có kim loại tự do B) là:
– Điều kiện (1): Kim loại A phải hoạt động hơn kim loại B
(nghĩa là A đứng trước B trong dãy điện hóa)
– Điều kiện (2): Cả A và B đều không tác dụng được với nước
ở điều kiện thường
– Điều kiện (3): Muối tham gia phản ứng (của B) và muối tạo
thành (của A) phải là muối tan
b Một số trường hợp có thể xảy ra
Trường hợp 1: Cho kim loại A vào dung dịch muối của kim
loại B:
– Nếu A là kim loại tác dụng với H 2 O ngay nhiệt độ thường
và mạnh hơn kim loại B thì không có phản ứng đẩy kim
loại B thành kim loại tự do
Trang 14 Kim loại càng mạnh tác dụng với dung dịch HNO3
càng loãng thì N5 trong NO3 bị khử xuống mức oxi hóa
càng thấp
Al, Mn, Cr, Fe bị thụ động hóa trong H2SO4 và HNO3
đặc nguội
Một số phương trình phản ứng dạng tổng quát giữa
kim loại M hóa trị không đổi với axit HCl, H 2 SO 4 , HNO 3
xM + yH2SO4 loãng Mx(SO4)y + yH2 (2)
4xM + 5yH2SO4 đặc t0 4Mx(SO4)y + yH2S + 4yH2O(3)
3xM + 4yH2SO4 đặc t0 3Mx(SO4)y + yS + 4yH2O (4)
xM + 2yH2SO4 đặc t0 Mx(SO4)y + ySO2 + 2yH2O (5)
8M + 10mHNO3 rất loãng t0
M + 2mHNO3 đặc t0 M(NO3)m + mNO2 + mH2O (10)
Au và Pt chỉ tan trong dung dịch hỗn hợp (1VHNO3 3VHCl) gọi là nước cường thủy (hay cường toan):
Au + HNO3 + 3HCl AuCl3 + NO + 2H2O
Tính chất 4: Tác dụng với dung dịch muối
a Điều kiện để một kim loại A đẩy được kim loại B ra khỏi dung dịch muối của nó (nghĩa là sản phẩm thu
được có kim loại tự do B) là:
– Điều kiện (1): Kim loại A phải hoạt động hơn kim loại B
(nghĩa là A đứng trước B trong dãy điện hóa)
– Điều kiện (2): Cả A và B đều không tác dụng được với nước
ở điều kiện thường
– Điều kiện (3): Muối tham gia phản ứng (của B) và muối tạo
thành (của A) phải là muối tan
b Một số trường hợp có thể xảy ra
Trường hợp 1: Cho kim loại A vào dung dịch muối của kim
loại B:
– Nếu A là kim loại tác dụng với H 2 O ngay nhiệt độ thường
và mạnh hơn kim loại B thì không có phản ứng đẩy kim
loại B thành kim loại tự do
Trang 15
Ví dụ: Cho Na tác dụng với dung dịch CuSO4 có các phản ứng:
2Na + 2H2O 2NaOH + H2 (a)
2NaOH + CuSO4 Na2SO4 + Cu(OH) (b)
(a) + (b): 2Na + 2H2O + CuSO4 Na2SO4 + Cu(OH)2 + H2
– Nếu A là kim loại không tác dụng với H 2 O ở ngay nhiệt
độ thường và mạnh hơn kim loại B thì có phản ứng đẩy
kim loại B thành kim loại tự do
Ví dụ: Fe + CuSO4 (dung dịch) FeSO4 + Cu
– Nếu A (là kim loại cho vào) yếu hơn kim loại B trong
muối thì không có phản ứng
Ví dụ: Cu + FeSO4 (dung dịch) không xảy ra
Trường hợp 2: Cho một kim loại vào dung dịch hỗn hợp
muối tan của nhiều kim loại khác, thì ion kim loại có tính
oxi hóa mạnh hơn sẽ bị khử trước
Trường hợp 3: Cho hỗn hợp gồm nhiều kim loại vào dung
dịch muối tan của một kim loại khác, thì ion kim loại có
tính khử mạnh hơn sẽ bị oxi hóa trước
Lưu ý:
Các quy luật ở trường hợp 2 và 3 không áp dụng cho các
kim loại trước Mg (trong dãy điện hóa) Vì khi vào dung
dịch, kim loại đó sẽ khử hiđro của nước, phản ứng trở nên
phức tạp
Tính chất 5: Tác dụng với dung dịch bazơ kiềm
a Nguyên tắc: Chỉ hiđroxit của kim loại nào tan được trong
dung dịch bazơ kiềm thì kim loại đó mới tác dụng với dung
Vì Zn(OH)2 H2ZnO2 (axit zincic)
H2ZnO2 + 2NaOH Na2ZnO2 + 2H2O (b)
Vậy: Zn + 2NaOH Na2ZnO2 + H2 (a + b)
(natri zincat) – Với Al, Cr (kim loại hóa trị III) + dung dịch OH–
Al + 3H2O Al(OH)3 + 32 H2 (a)
Vì Al(OH)3 HAlO2.H2O (axit meta aluminic) nên:
HAlO2.H2O + NaOH NaAlO2 + 2H2O (b)
Vậy: Al + H2O + NaOH NaAlO2 + 32 H2 (a + b)
Lưu ý:
Với kim loại hóa trị n, có hiđroxit lưỡng tính, tổng quát
M + nH2O M(OH)n + n 2H2 (a) M(OH)n + (4 – n)NaOH Na4 – nMO2 + 2H2O (b) Lấy (a) + (b): M + (n – 2)H2O + (4 – n)NaOH
Na4 – nMO2 + n 2H2
Trang 16
Ví dụ: Cho Na tác dụng với dung dịch CuSO4 có các phản ứng:
2Na + 2H2O 2NaOH + H2 (a)
2NaOH + CuSO4 Na2SO4 + Cu(OH) (b)
(a) + (b): 2Na + 2H2O + CuSO4 Na2SO4 + Cu(OH)2 + H2
– Nếu A là kim loại không tác dụng với H 2 O ở ngay nhiệt
độ thường và mạnh hơn kim loại B thì có phản ứng đẩy
kim loại B thành kim loại tự do
Ví dụ: Fe + CuSO4 (dung dịch) FeSO4 + Cu
– Nếu A (là kim loại cho vào) yếu hơn kim loại B trong
muối thì không có phản ứng
Ví dụ: Cu + FeSO4 (dung dịch) không xảy ra
Trường hợp 2: Cho một kim loại vào dung dịch hỗn hợp
muối tan của nhiều kim loại khác, thì ion kim loại có tính
oxi hóa mạnh hơn sẽ bị khử trước
Trường hợp 3: Cho hỗn hợp gồm nhiều kim loại vào dung
dịch muối tan của một kim loại khác, thì ion kim loại có
tính khử mạnh hơn sẽ bị oxi hóa trước
Lưu ý:
Các quy luật ở trường hợp 2 và 3 không áp dụng cho các
kim loại trước Mg (trong dãy điện hóa) Vì khi vào dung
dịch, kim loại đó sẽ khử hiđro của nước, phản ứng trở nên
phức tạp
Tính chất 5: Tác dụng với dung dịch bazơ kiềm
a Nguyên tắc: Chỉ hiđroxit của kim loại nào tan được trong
dung dịch bazơ kiềm thì kim loại đó mới tác dụng với dung
Vì Zn(OH)2 H2ZnO2 (axit zincic)
H2ZnO2 + 2NaOH Na2ZnO2 + 2H2O (b)
Vậy: Zn + 2NaOH Na2ZnO2 + H2 (a + b)
(natri zincat) – Với Al, Cr (kim loại hóa trị III) + dung dịch OH–
Al + 3H2O Al(OH)3 + 32 H2 (a)
Vì Al(OH)3 HAlO2.H2O (axit meta aluminic) nên:
HAlO2.H2O + NaOH NaAlO2 + 2H2O (b)
Vậy: Al + H2O + NaOH NaAlO2 + 32 H2 (a + b)
Lưu ý:
Với kim loại hóa trị n, có hiđroxit lưỡng tính, tổng quát
M + nH2O M(OH)n + n 2H2 (a) M(OH)n + (4 – n)NaOH Na4 – nMO2 + 2H2O (b) Lấy (a) + (b): M + (n – 2)H2O + (4 – n)NaOH
Na4 – nMO2 + n 2H2
Trang 17
Tính chất 6: Tác dụng với oxit của kim loại (trung
bình hay yếu) kém hoạt động hơn, ở nhiệt độ cao
(còn gọi là phản ứng nhiệt kim loại)
Quan trọng hơn cả là phản ứng nhiệt nhôm: lợi dụng tính
khử của nhôm để lấy được kim loại hoạt động kém nhôm ra khỏi
oxit của chúng ở nhiệt độ cao
Ví dụ: 2yAl + 3FexOy
0
t
3xFe + yAl2O3
IV ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
1 Nguyên tắc chung
Trong hợp chất, kim loại tồn tại dưới dạng ion dương (Mn+)
Muốn chuyển hóa những ion này thành nguyên tử kim loại (M0 ),
ta thực hiện quá trình khử các ion kim loại bằng các chất khử
thích hợp
0 n
M ne M
2 Các phương pháp điều chế kim loại
a Phương pháp thủy luyện
Nguyên tắc: dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để
khử ion kim loại khác trong dung dịch muối (với dung môi
là H2O)
Phạm vi áp dụng: thường dùng điều chế các kim loại có tính
khử yếu (đứng sau H trong dãy điện hóa)
Ví dụ: Điều chế Cu từ dung dịch CuCl2
Zn + CuCl2 (dung dịch) ZnCl2 + Cu
Điều kiện cần thỏa (xem mục III, Tính chất 4)
b Phương pháp nhiệt luyện
Nguyên tắc: dùng chất khử mạnh hơn (chẳng hạn: cacbon,
kim loại hoạt động kiềm, kiềm thổ, nhôm, CO, H2, …) để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao
Phạm vi áp dụng: điều chế kim loại có tính khử yếu hoặc
trung bình (từ Zn trở đi)
Ví dụ:
ZnO + C t 0 Zn + CO (1)
Cu2O + C t 0 2Cu + CO (2) (trong quặng cuprit)
Fe2O3 + 3CO t cao 0 2Fe + 3CO2 (3)
2ZnS + 3O2 t 0 2ZnO + 2SO2
ZnO + C t 0 Zn + CO
Điều kiện: phản ứng oxi hóa – khử ở đây phải xảy ra ở
nhiệt độ cao
Trang 18
Tính chất 6: Tác dụng với oxit của kim loại (trung
bình hay yếu) kém hoạt động hơn, ở nhiệt độ cao
(còn gọi là phản ứng nhiệt kim loại)
Quan trọng hơn cả là phản ứng nhiệt nhôm: lợi dụng tính
khử của nhôm để lấy được kim loại hoạt động kém nhôm ra khỏi
oxit của chúng ở nhiệt độ cao
Ví dụ: 2yAl + 3FexOy
0
t
3xFe + yAl2O3
IV ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
1 Nguyên tắc chung
Trong hợp chất, kim loại tồn tại dưới dạng ion dương (Mn+)
Muốn chuyển hóa những ion này thành nguyên tử kim loại (M0 ),
ta thực hiện quá trình khử các ion kim loại bằng các chất khử
thích hợp
0 n
M ne M
2 Các phương pháp điều chế kim loại
a Phương pháp thủy luyện
Nguyên tắc: dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để
khử ion kim loại khác trong dung dịch muối (với dung môi
là H2O)
Phạm vi áp dụng: thường dùng điều chế các kim loại có tính
khử yếu (đứng sau H trong dãy điện hóa)
Ví dụ: Điều chế Cu từ dung dịch CuCl2
Zn + CuCl2 (dung dịch) ZnCl2 + Cu
Điều kiện cần thỏa (xem mục III, Tính chất 4)
b Phương pháp nhiệt luyện
Nguyên tắc: dùng chất khử mạnh hơn (chẳng hạn: cacbon,
kim loại hoạt động kiềm, kiềm thổ, nhôm, CO, H2, …) để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao
Phạm vi áp dụng: điều chế kim loại có tính khử yếu hoặc
trung bình (từ Zn trở đi)
Ví dụ:
ZnO + C t 0 Zn + CO (1)
Cu2O + C t 0 2Cu + CO (2) (trong quặng cuprit)
Fe2O3 + 3CO t cao 0 2Fe + 3CO2 (3)
2ZnS + 3O2 t 0 2ZnO + 2SO2
ZnO + C t 0 Zn + CO
Điều kiện: phản ứng oxi hóa – khử ở đây phải xảy ra ở
nhiệt độ cao
Trang 19
c Phương pháp điện luyện (hay điện phân)
Nguyên tắc: dùng dòng điện một chiều trên catot trong bình
điện phân để khử ion kim loại trong hợp chất ở trạng thái
nóng chảy hay dung dịch
Phạm vi sử dụng: dùng điều chế các kim loại mạnh (từ Li
đến Al) bằng cách điện phân nóng chảy oxit, hiđroxit hay
muối của chúng Phương pháp này còn để điều chế các kim
loại có tính khử trung bình và yếu bằng cách điện phân
dung dịch muối của chúng trong nước
V SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
1 Khái niệm chung về sự ăn mòn kim loại
a Định nghĩa thế nào là sự ăn mòn kim loại?
Sự ăn mòn kim loại là quá trình phá hủy kim loại hoặc hợp
kim dưới tác dụng của môi trường
Nếu quá trình ăn mòn chỉ do các phản ứng hóa học thuần túy
ta gọi đó là: sự ăn mòn hóa học
Nếu quá trình ăn mòn có kèm theo sự phát sinh dòng điện ta
gọi đó là: sự ăn mòn điện hóa học
b Bản chất của sự ăn mòn kim loại: là quá trình oxi
hóa – khử, trong đó kim loại nhường electron bị oxi hóa
thành ion dương và sẽ mất hết tính chất của kim loại
0
n
M ne M
2 So sánh ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa học
Ăn mòn hóa học Ăn mòn điện hóa học Định
nghĩa
Sự phá hủy kim loại
do kim loại phản ứng hóa học với chất khí hoặc với H2O ở nhiệt độ cao
Sự phá hủy kim loại do kim loại (không nguyên chất) tiếp xúc với dung dịch chất điện li, tạo nên dòng điện
Điều kiện phát sinh
Kim loại tiếp xúc với chất khí hoặc hơi nước ở nhiệt độ cao
Điều kiện (1): kim loại bị ăn
mòn phải không nguyên chất (có từ hai điện cực khác nhau trở lên)
Điều kiện (2): các điện cực phải
tiếp xúc với nhau hoặc trực tiếp, hoặc gián tiếp qua dây dẫn
Điều kiện (3): các điện cực phải
cùng tiếp xúc với một dung dịch điện li
Cơ chế ăn mòn kim loại
Nhiệt độ môi trường càng cao, tốc độ ăn mòn càng lớn
Kim loại bị ăn mòn nhường (–ne) trực tiếp cho các chất môi trường, do vậy không phát sinh dòng điện
Cực âm thường là kim loại mạnh hơn, cực dương thường là kim loại yếu hơn
Kim loại là cực âm (–ne) ion dương tan vào dung dịch chất điện li Tại đây tiếp tục xảy ra phản ứng hóa học giữa ion dương kim loại với các chất trong dung dịch điện li
Dòng electron chuyển dời từ cực âm (là kim loại bị ăn mòn) sang cực dương phát sinh ra dòng điện
Trang 20
c Phương pháp điện luyện (hay điện phân)
Nguyên tắc: dùng dòng điện một chiều trên catot trong bình
điện phân để khử ion kim loại trong hợp chất ở trạng thái
nóng chảy hay dung dịch
Phạm vi sử dụng: dùng điều chế các kim loại mạnh (từ Li
đến Al) bằng cách điện phân nóng chảy oxit, hiđroxit hay
muối của chúng Phương pháp này còn để điều chế các kim
loại có tính khử trung bình và yếu bằng cách điện phân
dung dịch muối của chúng trong nước
V SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
1 Khái niệm chung về sự ăn mòn kim loại
a Định nghĩa thế nào là sự ăn mòn kim loại?
Sự ăn mòn kim loại là quá trình phá hủy kim loại hoặc hợp
kim dưới tác dụng của môi trường
Nếu quá trình ăn mòn chỉ do các phản ứng hóa học thuần túy
ta gọi đó là: sự ăn mòn hóa học
Nếu quá trình ăn mòn có kèm theo sự phát sinh dòng điện ta
gọi đó là: sự ăn mòn điện hóa học
b Bản chất của sự ăn mòn kim loại: là quá trình oxi
hóa – khử, trong đó kim loại nhường electron bị oxi hóa
thành ion dương và sẽ mất hết tính chất của kim loại
0
n
M ne M
2 So sánh ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa học
Ăn mòn hóa học Ăn mòn điện hóa học Định
nghĩa
Sự phá hủy kim loại
do kim loại phản ứng hóa học với chất khí hoặc với H2O ở nhiệt độ cao
Sự phá hủy kim loại do kim loại (không nguyên chất) tiếp xúc với dung dịch chất điện li, tạo nên dòng điện
Điều kiện phát sinh
Kim loại tiếp xúc với chất khí hoặc hơi nước ở nhiệt độ cao
Điều kiện (1): kim loại bị ăn
mòn phải không nguyên chất (có từ hai điện cực khác nhau trở lên)
Điều kiện (2): các điện cực phải
tiếp xúc với nhau hoặc trực tiếp, hoặc gián tiếp qua dây dẫn
Điều kiện (3): các điện cực phải
cùng tiếp xúc với một dung dịch điện li
Cơ chế ăn mòn kim loại
Nhiệt độ môi trường càng cao, tốc độ ăn mòn càng lớn
Kim loại bị ăn mòn nhường (–ne) trực tiếp cho các chất môi trường, do vậy không phát sinh dòng điện
Cực âm thường là kim loại mạnh hơn, cực dương thường là kim loại yếu hơn
Kim loại là cực âm (–ne) ion dương tan vào dung dịch chất điện li Tại đây tiếp tục xảy ra phản ứng hóa học giữa ion dương kim loại với các chất trong dung dịch điện li
Dòng electron chuyển dời từ cực âm (là kim loại bị ăn mòn) sang cực dương phát sinh ra dòng điện
Trang 21
Lưu ý: Với sự ăn mòn điện hóa học kim loại
Bản chất ăn mòn điện hóa học kim loại là quá trình
oxi hóa – khử xảy ra trên bề mặt các điện cực:
Bề mặt cực âm xảy ra sự oxi hóa kim loại
Bề mặt cực dương xảy ra sự khử:
– Nếu dung dịch chất điện li là dung dịch axit:
2H+ (hay H3O+) + 2e = 2H = H2
– Nếu dung dịch chất điện li là dung dịch muối
trung hòa (hoặc có hòa tan oxi) ở cực dương xảy ra
sự khử H2O và O2
2H2O + O2 + 4e = 4OH– (cộng ion kim loại nR tạo R(OH)n)
Tốc độ ăn mòn điện hóa kim loại càng lớn, nếu:
– Vị trí cặp kim loại tiếp xúc càng cách xa nhau trong
dãy điện hóa
Ví dụ:
Cặp (Al – Cu) bị ăn mòn điện hóa nhanh hơn cặp (Al – Zn)
– Nồng độ các chất trong dung dịch chất điện li càng cao
Kim loại nguyên chất phản ứng với dung dịch axit khó
hơn kim loại lẫn tạp chất Tương tự, kim loại nguyên
chất cũng khó bị ăn mòn hơn
Ví dụ: Cho lá sắt kim loại vào dung dịch H2SO4 loãng,
sắt bị ăn mòn chậm hơn, khí H2 sinh ra ít hơn trường
hợp cho lá sắt kim loại vào dung dịch H2SO4 loãng đã có
sẵn một lượng nhỏ CuSO4, giải thích:
Do: Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu
Cu sinh ra bám lên Fe, thỏa điều kiện ăn mòn điện hóa, khi đó khí H2 thoát ra nhanh và nhiều hơn, lá sắt bị ăn mòn nhanh hơn
Trong một hệ thống gồm nhiều kim loại, kim loại nào hoạt động mạnh hơn sẽ ưu tiên phản ứng trước, nghĩa là cũng dễ bị ăn mòn trước
3 Sự tạo thành gỉ sắt trong không khí ẩm
Sắt dụng cụ là Fe có lẫn tạp chất (như cacbon cùng một số kim loại và phi kim khác)
Khi tiếp xúc với không khí ẩm, có chứa O2, CO2, hơi H2O, … các nguyên tử Fe trên bề mặt sẽ bị ion hóa:
Fe – 2e Fe2+ (1) Các electron sẽ di chuyển sang điện cực khác (như cacbon) phát sinh ra dòng điện, tại đó:
H2O + 1
2O2 + 2e 2OH
– (2) Từ (1, 2) ta có:
Fe + H2O + 1
2O2
không khí ẩm
Fe(OH)2Fe(OH)2 bị oxi hóa tiếp trong không khí ẩm tạo Fe(OH)3
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3Fe(OH)3 bị loại nước dần chuyển thành Fe2O3 theo thời gian
2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O
Vì gỉ sắt Fe2O3.nH2O xốp, nên quá trình ăn mòn tiếp diễn vào lớp bên trong đến khi toàn bộ khối kim loại đều gỉ
Trang 22
Lưu ý: Với sự ăn mòn điện hóa học kim loại
Bản chất ăn mòn điện hóa học kim loại là quá trình
oxi hóa – khử xảy ra trên bề mặt các điện cực:
Bề mặt cực âm xảy ra sự oxi hóa kim loại
Bề mặt cực dương xảy ra sự khử:
– Nếu dung dịch chất điện li là dung dịch axit:
2H+ (hay H3O+) + 2e = 2H = H2
– Nếu dung dịch chất điện li là dung dịch muối
trung hòa (hoặc có hòa tan oxi) ở cực dương xảy ra
sự khử H2O và O2
2H2O + O2 + 4e = 4OH– (cộng ion kim loại nR tạo R(OH)n)
Tốc độ ăn mòn điện hóa kim loại càng lớn, nếu:
– Vị trí cặp kim loại tiếp xúc càng cách xa nhau trong
dãy điện hóa
Ví dụ:
Cặp (Al – Cu) bị ăn mòn điện hóa nhanh hơn cặp (Al – Zn)
– Nồng độ các chất trong dung dịch chất điện li càng cao
Kim loại nguyên chất phản ứng với dung dịch axit khó
hơn kim loại lẫn tạp chất Tương tự, kim loại nguyên
chất cũng khó bị ăn mòn hơn
Ví dụ: Cho lá sắt kim loại vào dung dịch H2SO4 loãng,
sắt bị ăn mòn chậm hơn, khí H2 sinh ra ít hơn trường
hợp cho lá sắt kim loại vào dung dịch H2SO4 loãng đã có
sẵn một lượng nhỏ CuSO4, giải thích:
Do: Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu
Cu sinh ra bám lên Fe, thỏa điều kiện ăn mòn điện hóa, khi đó khí H2 thoát ra nhanh và nhiều hơn, lá sắt bị ăn mòn nhanh hơn
Trong một hệ thống gồm nhiều kim loại, kim loại nào hoạt động mạnh hơn sẽ ưu tiên phản ứng trước, nghĩa là cũng dễ bị ăn mòn trước
3 Sự tạo thành gỉ sắt trong không khí ẩm
Sắt dụng cụ là Fe có lẫn tạp chất (như cacbon cùng một số kim loại và phi kim khác)
Khi tiếp xúc với không khí ẩm, có chứa O2, CO2, hơi H2O, … các nguyên tử Fe trên bề mặt sẽ bị ion hóa:
Fe – 2e Fe2+ (1) Các electron sẽ di chuyển sang điện cực khác (như cacbon) phát sinh ra dòng điện, tại đó:
H2O + 1
2O2 + 2e 2OH
– (2) Từ (1, 2) ta có:
Fe + H2O + 1
2O2
không khí ẩm
Fe(OH)2Fe(OH)2 bị oxi hóa tiếp trong không khí ẩm tạo Fe(OH)3
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3Fe(OH)3 bị loại nước dần chuyển thành Fe2O3 theo thời gian
2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O
Vì gỉ sắt Fe2O3.nH2O xốp, nên quá trình ăn mòn tiếp diễn vào lớp bên trong đến khi toàn bộ khối kim loại đều gỉ
Trang 23
4 Cách chống ăn mòn kim loại
a Nguyên tắc chung: hạn chế (hoặc triệt tiêu) ảnh hưởng
của môi trường đối với kim loại cần bảo vệ
b Bốn phương pháp thường dùng:
– Cách li kim loại với môi trường: phủ lên bề mặt kim loại
màng che phủ vững chắc (như sơn, tráng men, mạ điện, tạo
màng oxit, hợp chất bền, …)
– Chế tạo hợp kim có khả năng chống ăn mòn
Ví dụ: hợp kim (Fe – Cr – Ni), …
– Thêm vào môi trường chất chống ăn mòn
Ví dụ: có thể đựng HCl trong bình Fe nếu thêm vào chất
ức chế urotropin
– Dùng phương pháp điện hóa: nối kim loại cần bảo vệ với
kim loại hoạt động mạnh hơn
Trang 24– Đều là kim loại điển hình có tính khử mạnh (do có một e lớp
ngoài cùng, bán kính nguyên tử lớn, dễ mất 1e: M 1e0 M)
– Trong hợp chất, kim loại kiềm luôn có hóa trị I, số oxi hóa (+1)
II LÝ TÍNH
Kim loại kiềm trắng, mềm, có ánh kim Khối lượng riêng,
nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy đều thấp Đốt trên ngọn lửa
không màu cho màu ngọn lửa: Li (đỏ tía); Na (vàng chói); K (tím
hồng); Rb (đỏ máu); Cs (xanh lơ)
III HÓA TÍNH VÀ ĐIỀU CHẾ
1 Đơn chất kim loại kiềm
a Đơn chất kim loại kiềm tác dụng với:
O2 (không khí) oxit M2O
Ví dụ:
4Na + O2 (không khí) 2Na2O
O2 (đốt cháy) peoxit
0
t
K2O2
có thể cả supeoxit: KO2
Phi kim khác muối hay hiđrua
2Na + 2H2O + CuSO4 Cu(OH)2 + Na2SO4 + H2
b Điều chế: Dùng phương pháp điện phân nóng chảy hiđroxit hay muối clorua kim loại kiềm
Ví dụ: 2NaCl đpnc 2Na + Cl2 4NaOH đpnc 4Na + O2 + 2H2O
Trang 25– Đều là kim loại điển hình có tính khử mạnh (do có một e lớp
ngoài cùng, bán kính nguyên tử lớn, dễ mất 1e: M 1e0 M)
– Trong hợp chất, kim loại kiềm luôn có hóa trị I, số oxi hóa (+1)
II LÝ TÍNH
Kim loại kiềm trắng, mềm, có ánh kim Khối lượng riêng,
nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy đều thấp Đốt trên ngọn lửa
không màu cho màu ngọn lửa: Li (đỏ tía); Na (vàng chói); K (tím
hồng); Rb (đỏ máu); Cs (xanh lơ)
III HÓA TÍNH VÀ ĐIỀU CHẾ
1 Đơn chất kim loại kiềm
a Đơn chất kim loại kiềm tác dụng với:
O2 (không khí) oxit M2O
Ví dụ:
4Na + O2 (không khí) 2Na2O
O2 (đốt cháy) peoxit
0
t
K2O2
có thể cả supeoxit: KO2
Phi kim khác muối hay hiđrua
2Na + 2H2O + CuSO4 Cu(OH)2 + Na2SO4 + H2
b Điều chế: Dùng phương pháp điện phân nóng chảy hiđroxit hay muối clorua kim loại kiềm
Ví dụ: 2NaCl đpnc 2Na + Cl2 4NaOH đpnc 4Na + O2 + 2H2O
Trang 26
2 Hợp chất quan trọng của kim loại kiềm
a Oxit và hidroxit kim loại kiềm
Oxit: Na 2 O (hay K 2 O) Hiđroxit: NaOH (hay KOH)
Là oxit bazơ mạnh, tác dụng
dễ dàng với nước, axit, oxit
Điều chế: nung kim loại
kiềm với peoxit
Cho kim loại kiềm + nước
Điện phân dung dịch NaCl (có màng ngăn xốp)
nTn
T 2 Có phản ứng (1), tạo Na2CO3
1 < T < 2 Có cả hai phản ứng (1, 2) tạo hai muối
T 1 Có phản ứng (2), tạo NaHCO3
– Phản ứng của NaOH (hay KOH) với H 2 SO 4
T 2 Có phản ứng (1), tạo Na2SO4
1 < T < 2 Có cả hai phản ứng (1, 2) tạo hai muối
T 1 Có phản ứng (2), tạo NaHSO4
– Phản ứng của NaOH (hay KOH) với H 3 PO 4
T 1 Có phản ứng (1), tạo NaH2PO4
1 < T < 2 Có cả hai phản ứng (1, 2) tạo hai muối
T = 2 Có phản ứng (2) tạo Na2HPO4
2 < T < 3 Có cả hai phản ứng (2, 3) tạo hai muối
T 3 Có phản ứng (3), tạo Na3PO4
Trang 27
2 Hợp chất quan trọng của kim loại kiềm
a Oxit và hidroxit kim loại kiềm
Oxit: Na 2 O (hay K 2 O) Hiđroxit: NaOH (hay KOH)
Là oxit bazơ mạnh, tác dụng
dễ dàng với nước, axit, oxit
Điều chế: nung kim loại
kiềm với peoxit
Cho kim loại kiềm + nước
Điện phân dung dịch NaCl (có màng ngăn xốp)
nTn
T 2 Có phản ứng (1), tạo Na2CO3
1 < T < 2 Có cả hai phản ứng (1, 2) tạo hai muối
T 1 Có phản ứng (2), tạo NaHCO3
– Phản ứng của NaOH (hay KOH) với H 2 SO 4
T 2 Có phản ứng (1), tạo Na2SO4
1 < T < 2 Có cả hai phản ứng (1, 2) tạo hai muối
T 1 Có phản ứng (2), tạo NaHSO4
– Phản ứng của NaOH (hay KOH) với H 3 PO 4
T 1 Có phản ứng (1), tạo NaH2PO4
1 < T < 2 Có cả hai phản ứng (1, 2) tạo hai muối
T = 2 Có phản ứng (2) tạo Na2HPO4
2 < T < 3 Có cả hai phản ứng (2, 3) tạo hai muối
T 3 Có phản ứng (3), tạo Na3PO4
Trang 28
– Phản ứng của NaOH (hay KOH) với kim loại có
oxit và hiđroxit lưỡng tính
2Al + 2NaOH + 2H2O 2NaAlO2 + 3H2 (1)
Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O (2)
Al(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2H2O (3)
b Muối NaHCO 3 (natri hiđro cacbonat)
– Chất rắn màu trắng, ít tan trong nước, dễ bị nhiệt phân:
2NaHCO3
0
t
Na2CO3 + CO2 + H2O – NaHCO3 thủy phân một phần trong nước cho dung dịch
kiềm yếu
NaHCO3 Na+ + HCO3
HCO3 + H2O H2CO3 + OH–
Khi đun nóng H2CO3 bị phân hủy, nồng độ CO2 giảm,
cân bằng chuyển dời sang phải làm dung dịch có phản ứng
kiềm mạnh
NaHCO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O
NaHCO3 + NaOH Na2CO3 + H2O
c Muối Na 2 CO 3 (natri cacbonat, còn được gọi là sođa)
– Chất rắn màu trắng, dễ tan trong nước, tạo dung dịch có
môi trường bazơ:
Na2CO3 + HCl NaHCO3 + NaCl Đến khi HCl dư thì:
NaHCO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O
Điều chế Na 2 CO 3 : dùng phương pháp Solvay
Nén CO2 vào dung dịch đặc (NaCl : NH3 = 1: 1) đến bão hòa, được NaHCO3, đem nung sẽ được Na2CO3 khan
d Một số muối khác
KClO (kali hipoclorit)
2KCl + 2H2O đpdd H2 + Cl2 + 2KOH
2KOH + Cl2 KCl + KClO + H2O
(nước Javel)
KClO3 (kali clorat)
3Cl2 + 6KOH đặc 70 C 0 5KCl + KClO3 + 3H2O
Trang 29
– Phản ứng của NaOH (hay KOH) với kim loại có
oxit và hiđroxit lưỡng tính
2Al + 2NaOH + 2H2O 2NaAlO2 + 3H2 (1)
Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O (2)
Al(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2H2O (3)
b Muối NaHCO 3 (natri hiđro cacbonat)
– Chất rắn màu trắng, ít tan trong nước, dễ bị nhiệt phân:
2NaHCO3
0
t
Na2CO3 + CO2 + H2O – NaHCO3 thủy phân một phần trong nước cho dung dịch
kiềm yếu
NaHCO3 Na+ + HCO3
HCO3 + H2O H2CO3 + OH–
Khi đun nóng H2CO3 bị phân hủy, nồng độ CO2 giảm,
cân bằng chuyển dời sang phải làm dung dịch có phản ứng
kiềm mạnh
NaHCO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O
NaHCO3 + NaOH Na2CO3 + H2O
c Muối Na 2 CO 3 (natri cacbonat, còn được gọi là sođa)
– Chất rắn màu trắng, dễ tan trong nước, tạo dung dịch có
môi trường bazơ:
Na2CO3 + HCl NaHCO3 + NaCl Đến khi HCl dư thì:
NaHCO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O
Điều chế Na 2 CO 3 : dùng phương pháp Solvay
Nén CO2 vào dung dịch đặc (NaCl : NH3 = 1: 1) đến bão hòa, được NaHCO3, đem nung sẽ được Na2CO3 khan
d Một số muối khác
KClO (kali hipoclorit)
2KCl + 2H2O đpdd H2 + Cl2 + 2KOH
2KOH + Cl2 KCl + KClO + H2O
(nước Javel)
KClO3 (kali clorat)
3Cl2 + 6KOH đặc 70 C 0 5KCl + KClO3 + 3H2O
Trang 30K KH KOH KCl Cl2 KClO3 KCl KClO
K2S KOH KClO KClO3 KClO4 KCl KNO3
K K2S KNO3 K2SO4 K KCl
(11)
(12) (13) (15) (14)
(5) (6) (7)
(1)
(2) (3) (4) (8) (9)
(5) (6) (7)
(10) (11)
NaOH NaOH
(7) (8)
(9)
(2) (3)
(4) (6) (5) (7) (12) (11) (10) (8)
Trang 31K KH KOH KCl Cl2 KClO3 KCl KClO
K2S KOH KClO KClO3 KClO4 KCl KNO3
K K2S KNO3 K2SO4 K KCl
(11)
(12) (13) (15) (14)
(5) (6) (7)
(1)
(2) (3) (4) (8) (9)
(5) (6) (7)
(10) (11)
NaOH NaOH
(7) (8)
(9)
(2) (3)
(4) (6) (5) (7) (12) (11) (10) (8)
Trang 32Cho ba hợp chất của cùng một kim loại A, B, C Khi đốt nóng
cả ba chất ở nhiệt độ cao đều thấy có ngọn lửa màu vàng Mối
quan hệ A, B, C được thể hiện bằng sơ đồ phản ứng sau:
A B CO2 B
C
Xác định các chất A, B, C và hoàn thành phương trình phản ứng
HƯỚNG DẪN GIẢI
(8)
(9) (10) (7)
(1) (2)
(3) (4)
(5) (6)
(9) (10)
(7) (8)
dung dịch C
B
Trang 33Cho ba hợp chất của cùng một kim loại A, B, C Khi đốt nóng
cả ba chất ở nhiệt độ cao đều thấy có ngọn lửa màu vàng Mối
quan hệ A, B, C được thể hiện bằng sơ đồ phản ứng sau:
A B CO2 B
C
Xác định các chất A, B, C và hoàn thành phương trình phản ứng
HƯỚNG DẪN GIẢI
(8)
(9) (10) (7)
(1) (2)
(3) (4)
(5) (6)
(9) (10)
(7) (8)
dung dịch C
B
Trang 34
Na2SO4 + BaCl2 BaSO4 + 2NaCl (19)
2NaClO + H2SO3 Na2SO4 + Cl2 + H2O (20)
Cách khác: NaClO + Na2SO3 Na2SO4 + NaCl
Na2SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4 + 2NaNO3 (21)
Trang 35
Na2SO4 + BaCl2 BaSO4 + 2NaCl (19)
2NaClO + H2SO3 Na2SO4 + Cl2 + H2O (20)
Cách khác: NaClO + Na2SO3 Na2SO4 + NaCl
Na2SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4 + 2NaNO3 (21)
Trang 36 NaHCO3 + Ca(OH)2 CaCO3 + NaOH + H2O (6)
Na2CO3 + CaCl2 CaCO3 + 2NaCl (7)
Trang 37 NaHCO3 + Ca(OH)2 CaCO3 + NaOH + H2O (6)
Na2CO3 + CaCl2 CaCO3 + 2NaCl (7)
Trang 40– Đều là kim loại có tính khử mạnh nhưng kém kim loại
kiềm (do có 2e lớp ngoài cùng, bán kính nguyên tử khá lớn, dễ
mất 2e): M 1e0 M2 )
– Trong hợp chất, kim loại kiềm thổ luôn có hóa trị II, số oxi
hóa (+2)
II LÝ TÍNH
Kim loại kiềm thổ màu trắng, có ánh kim Khối lượng riêng,
nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy thấp Đốt trên ngọn lửa
không màu cho màu ngọn lửa: Ca (cam); Sr (đỏ son); Ba (lục
vàng); Ra (đỏ)
III HÓA TÍNH VÀ ĐIỀU CHẾ
1 Đơn chất kim loại kiềm thổ
a Đơn chất kim loại kiềm thổ tác dụng với:
O 2 (không khí) bị oxi hóa chậm tạo lớp oxit MO mỏng
O 2 (đốt cháy) tạo oxit (với ngọn lửa sáng)
2 Hợp chất quan trọng của kim loại kiềm thổ
a Oxit và hidroxit của kim loại kiềm thổ
Oxit kim loại kiềm thổ MO Hiđroxit kim loại kiềm thổ
M(OH) 2