bảng tổng hợp hóa học vô cơ thpt luyện ôn thi

Dung dịch của cỏc muối này trong nước cú xảy ra quỏ trỡnh thủy phõn, nờn mụi trường cú tớnh kiềm đối với muối amoni cacbonat cũng vậy.. • T.chất chung: tớnh dẻo, tớnh dẫn điện, tớnh dẫn

Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :các nhóm nguyên tố phi kim cơ bản và hợp chất Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội – Biên soạn

Vị trí

n.tố

trong

HTTH

 Thuộc nhóm VIIA, các chu kì từ 2 đến 6 của Bảng HTTH → Nằm sát các khí hiếm ở cuối các chu kì

 Gồm 5 nguyên tố: 9F (Flo); 17Cl(Clo); 35Br (Brom); 53I (Iot); 85At* (Atatin – n.tố phóng xạ)

 Thuộc nhóm VIA, các chu kì từ 2 đến 6 của bảng HTTH

→ Nằm trớc các nguyên tố halogen trong mỗi chu kì

 Gồm 5 nguyên tố: 8O; 16S; Selen(34Se); Telu(52Te); 84Po* (Poloni)

Cấu hình

electron

và

đặc điểm

 Cấu hình nguyên tố có dạng : …ns2np5→ ở TTCB các nguyên tố nhóm halogen có 1 electron độc thân

ở trạng thái kích thích

↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑  → …ns2np4nd1 → có 3 e độc thân → Xuất hiện số oxi hoá +3

↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑  → …ns2np3nd2 → có 5 e độc thân → Xuất hiện số oxi hoá +5

↑ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑  → …ns1np3nd3 → có 7 e độc thân → Xuất hiện số oxi hoá +7

CHe dạng : …ns2np4→ ở TTCB các nguyên tố nhóm oxi có 2 electron độc thân

ở trạng thái kích thích (sự biểu diễn các AO tơng tự nh bên)

 → …ns2np3nd1 → có 4 e độc thân → Xuất hiện số oxi hoá +4

 → …ns1np3nd2 → có 6 e độc thân → Xuất hiện số oxi hoá +6 PS: N.tố O k0 có phân lớp d trống → chỉ có thể có số oxh –2, các n.tố khác còn phân lớp d trống nên có 3 trạng thái số oxh ( –2; +4; +6)

Tính chất

của

nhóm

 Đơn chất halogen không tồn tại ở dạng nguyên tử mà tồn tại ở dạng phân tử , hai nguyên tử X bằng liên kết cộng hoá trị liên kết thành X2 (Cl2; F2; …)

 Tính chất hoá học chung: Xu hớng chung: Dễ dàng nhận thêm 1 electron trở thành ion âm bền giống khí hiếm

0

2 5

X ns np + 1e 2 6

X ns np

−

 Các hal đều là những phi kim điển hình, chúng là những chất oxi hoá mạnh Khả năng oxi hoá giảm dần từ flo đến clo

Các ngtố nhóm oxi có tính oxi hoá ; trong hợp chất chúng có thể có số ôxihoá –2

 Xu hớng : Dễ dàng nhận 2 electron trở thành ion âm bền giống khí hiếm

0

2 4

Y ns np + 2e

2

2 6

Y ns np

−

gam mol

Clo − Cl M − = 35,5 gammol

Flo − F M − = 19, 0 gammol

Brom − Br M − = 80, 0 gammol

53 I Iot − I M − = 127, 0 gammol

Oxi − O M − = 16, 0 Lu huỳnh – 16S – MS = 32,0gam/mol

Tính chất

vật lý  Chất khí màu vàng lục, mùi xốc, rất độc, tan vừa phải trong nớc,… Chất lỏng, màu đỏ nâu, dễ bay hơi, độc, có khả năng gây bang nặng Tinh thể màu đen tím có vẻ sáng kim loại, khi đun nóng có thăng hoa Khí, không màu, không mùi, không vị, nặng hơn kk, ít tan trong nớc Tồn tại ở 2 dạng thù hình: đơn tà (S β) và

tà phơng (Sα), đều là ch.rắn, m.vàng Tính chất hoá

học sơ lợc  Clhoặc chất khử 2 đóng vai trò là chất oxi hoá 0

Cl +  1e → Cl−

Flo là chất oxi hoá rất mạnh, pứ với hầu hết các đơn chất, hợp chất tạo florua với số oxi hoá –1 (cả với Au)

Có tính oxi hoá mạnh nhng kém Cl Là chất oxi hoá mạnh nhng kém

hơn Br Oxi là nguyên tố phi kim hoạt động và có tính oxi hoá mạnh S khi tham gia phản ứng thể hiện cả 2 tính chất oxi hoá và khử

Kim

loại

0 t

→Muối clorua kl hoá trị max

Ví dụ: 2Na + Cl2

0 t

→ 2NaCl 2Fe + 3Cl2

0 t

→ 2FeCl3

Ví dụ:

Ca + F2 →t 0 CaF2 (canxiflorua) 2Au + 3F2 →t0 2AuF3

Ví dụ:

Mg + Br2  → MgBr2

Fe + Br2  → FeBr2

Ví dụ:

2Al + 3I2 →xt:H O 2 2AlI3

Ví dụ:

4K + O2 →t0 2K2O 3Fe + 2O2 →t0 Fe3O4

Ví dụ:

3S + 2Al →t 0 Al2S3

Hg + S  → HgS (điều kiện thờng)

S + O2 →t0 SO2

2SO2 + O2 →t ,V O0 2 5 2SO3

 P/ứ với H2

H2 + S →t 0 H2S

 P/ứ với phi kim khác

3F2 + S →t 0 SF6

Phi kim

khác

as

→khí hiđrohalogenua

Cl2 + H2 →as 2HCl

F2 + H2  → 2HF P/ứ xảy ra ngay trong bóng tối

H2 + Br2  → 2HBr H2 + I2 ơ → 2HI  O2 cháy cùng H2 hình thành hơi nớc

O2 + 2H2 →t0 2H2O

 O2 phản ứng với các phi kim khác

O2 + C →t 0 CO2

5O2 + 4P →t 0 2P2O5

 O2 rất ít tan trong nớc

Nớc

(H2O)

Tan vừa phải → dd nớc clo

Cl2 + H2O ơ → HCl + HClO

ở ngoài a.s HClO → HCl + O• Nước clo cú tớnh tẩy màu,diệt trựng

F2 + H2O  →2HF + 1

2O2

 Giải thích vì sao F2 không đẩy

đ-ợc các ion halogen khác ra khỏi dung dịch muối của chúng

Br2 p/ứ với nớc tơng tự nh Cl2 nhng khó khăn hơn

Br2 + H2O ơ → HBr + HBrO

I2 ít tan trong nớc , khi tan tạo dung dịch nớc iốt màu hồng đen

Phản ứng

hoá học

khác

 Tỏc dụng với dung dịch kiềm:

Cl2

0

0

t th ờng

t cao

 →

→

Cl2 + 2KOH →KCl+KClO + H2O 3Cl 2 +6KOH  →> 750 5KCl+KClO 3 + 3H 2 O

 P/ứ với d.dịch muối halogen yếu hơn

Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2

Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2

 Tỏc dụng với hợp chất:

2FeCl2 + Cl2→ 2FeCl3 6FeSO4 + 3Cl2→ 2Fe2(SO4)3 + 2FeCl3

SO2 + Cl2 + 2H2O → H2SO4+ 2HCl

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4+ 8HCl

 P/ứ với dung dịch kiềm 2F2 + 2KOH → 2KF + H2O + OF2

PS: OF2 là chất độc và có tính oxi hoá rất mạnh

 Br2 oxi hoá (đẩy) đợc ion I–

Br2 + 2NaI  → 2NaBr + I2

 Br2 phản ứng với các hợp chất mang tính oxi hoá

Br2 + 5Cl2 + 6H2O→2HBrO3+ 10HCl

 Oxi phản ứng với các hợp chất (p/ứ cháy ,p/ứ oxi hoá hoàn toàn )

C2H5OH + 3O2 →t0 2CO2 + 3H2O 2H2S + 3O2 →t0 2SO2 + 2H2O 4FeS2 + 11O2 →t0 2Fe2O3 + 8SO2

Điều chế

Nguyờn tắc: Oxi hoỏ 2Cl-→ Cl2↑

 Trong phòng thí nghiệm MnO2+4HClđặc→t 0 MnCl2+Cl2+2H2O 2KMnO4 + 16HCl  →

2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

 Trong công nghiệp:

NaCl +H 2 O đpdd

mnx

2Cl2 +

1

2H2

Nguyên tắc: dùng dòng điện oxi hoá

ion F– trong florua nóng chảy

 Trong công nghiệp:

Điện phân hỗn hợp (KF + 2HF)

KF

2 2 2HF → H + F

Nguyên tắc: oxi hoá ion Br–

PS: Dùng khí Cl2 thổi vào dung dịch Bromua

2NaBr + Cl2  → 2NaCl + Br2

Nguyên tắc: oxi hoá ion I–

PS: Dùng khí Cl2 thổi vào dung dịch iotua

2NaI + Cl2  → 2NaCl + I2

 Trong phòng thí nghiệm: Nhiệt phõn cỏc hợp chất giàu oxi và kộm bền với nhiệt

2KClO3 2

0 MnO t

→ 2KCl + 3O2

2KMnO4 →t0 K2MnO4 + MnO2 + O2

 Trong công nghiệp:

+, Chng cất phân đoạn không khí lỏng +, Điện phân nớc: 2H2O→dp 2H2 + O2

 Đốt H2Strong điều kiện thiếu oxi 2H2S + O2 (thiếu) →t0 2S + 2H2O

 Dùng H2S khử CO2

2H2S + SO2 →t0 3S + 2H2O

Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :các nhóm nguyên tố phi kim cơ bản và hợp chất Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội – Biên soạn

Ngoài số oxi hoá - 1 các halogen còn có các số oxihoá +3, +5, +7 tuỳ thuộc bản chất của chất phản ứng với halogen

Ngoài số oxi hoá - 1 các halogen còn có các số oxihoá +3, +5, +7 tuỳ thuộc bản chất của chất phản ứng với halogen

Muối hipoclorit( ClO−)

Muối clorat( ClO3 −)

A, Hợp chất QUAN trọng củA CáC NGUYÊN Tố NHóM HALOGEN

Hợp

 Khí HCl ko làm đổi màu quỳ tím khô, nhng làm đỏ giấy quỳ tím ẩm

 Khí HCl H O 2 →dd axit HCl Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O+ CO2 AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

 Tính khử của HCl

K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + KCl +

+ 2CrCl3 + 7H2O MnO2 +4HClđặc→t 0 MnCl2+Cl2+2H2O

 Trong phòng thí nghiệm NaCltinh thể + H2SO4đặc

0

t

0

t

→NaHSO4 +HCl↑

2NaCl tinh thể + H2SO4 đặc

0

t

→

0

t

→2Na2SO4 + HCl↑

 Trong công nghiệp

H2 + Cl2 →as 2HCl

 Là hỗn hợp (NaCl, NaClO, H2O)

 Là muối của axit yếu, yếu hơn cả

axit cacbonic NaClO + CO2 + H2O→NaHCO3+ HClO

2NaOH + Cl2→ NaCl + NaClO + H2O Nớc giaven Or: điện phân dd NaCl k0 màng ngăn

2)

 Là muối của axit yếu yếu hơn cả

H2CO3 → tác dụng với axit mạnh CaOCl2 + 2HCl → CaCl2 + Cl2+ H2O 2CaOCl2 + CO2 + H2O →

→ CaCO3 + CaCl2 + 2HClO

 Cho Cl2 phản ứng với Ca(OH)2 (vôi tôi) ở nhiệt độ 300C

Ca(OH)2 + Cl2→ CaOCl2 + H2O

O Cl Ca

Cl

−

Muối

clorat

3

ClO−

Không bền với nhiệt→ dễ bị phân huỷ 2KClO3 →t0 2KCl + 3O2

4KClO3 →t0 3KClO4 + KCl

 Cho Cl2 vào kiềm ở khoảng nhiệt độ

70 – 750C 3Cl2+6KOH  →t 0 5KCl+KClO3+3H2O

Hiđro

florua

và axit

HF

 HF là một axit yếu

 Tính chất đặc biệt của HF SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O

→ ứng dụng khắc chữ lên thuỷ tinh

 Điều chế hiđro florua CaF2+H2SO4 (đặc) →250 C0 CaSO4+2HF

Oxi

florua

(OF2)

 OF2là chất khí, không màu, mùi đặc biệt, rất đặc biệt, oxi hoá mạnh

OF2 + Mg → MgO + F2

OF2 + C  →CO2 + F2

 Điều chế 2F2 + 2NaOH  →2NaF+H2O + OF2

Hiđro

bromua

và axit

HBr

 HBr: chất khí, ko màu, dễ tan trong nớc, axit HBr: là 1 axit mạnh mạnh hơn cả HCl

 Tính chất hoá học (tính khử) 2HBr + H2SO4  →Br2+SO2+2H2O 4HBr + O2  → 2H2O + 2Br2

 Điều chế hiđrobromua PBr3 + 3H2O  → H3PO3 + 3HBr

Hợp

chất

có oxi

 Axit hipobromơ (HBrO): điều chế: Br2 + H2O ơ → HBr + HBrO

Hiđro

iotua

và axit

HI

 Kém bền với nhiệt

2HI  →300 C 0 H2 + I2

HI là một axit rất mạnh, mạnh hơn cả

HCl và HBr, có tính khử mạnh 8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O 2HI + 2FeCl3→ 2FeCl2 + I2 + 2HCl

 Điều chế:

H2 + I2 ơ → 2HI

Hợp

chất

khác

 Muối iotua đa số đều dễ tan trong nớc, trừ AgI (m.vàng); PbI2 (m.vàng)

 Một số phản ứng của muối iotua 2NaI + Cl2  → 2NaCl + I2 2H2SO4 (đặc) + 2NaI + MnO2  → Na2SO4 + MnSO4 + I2 + 2H2O

NHẬN BIẾT

ion halogen dựng Ag

+ (AgNO 3 ) để nhận biết cỏc gốc halogenua.

Ag+ + Cl-  →AgCl (trắng) Ag+ + Br-  →AgBr ¯ (vàng nhạt)

Ag+ + I-  →AgI ¯ (vàng đậm) I 2 + hồ tinh bột  → xanh lam

A, Hợp chất QUAN trọng củA CáC NGUYÊN Tố NHóM OXI

Ozon (O3)

 Là thù hình của oxi

 Chất khí, m.xanh nhạt, có mùi đặc trng

 Tính chất hoá học +, O3 hình thành qua phản ứng 3O2 →UV 2O3

+, O3 là một trong những chất có tính oxi hoá rất mạnh mạnh hơn cả O2

O3 oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt) : 2Ag + O3 t0→ Ag2O + O2

O3 oxi hoá đợc ion iotua trong dung dịch: 2KI+O3+H2Ot 0→I2+2KOH+O2

Hiđro peoxit (H2O2)

 Công thức cấu tạo của H2O2

 H2O2: ch.lỏng, ko màu, tan vô hạn trong nớc

 Tính chất hoá học +, H2O2 là hợp chất kém bền: 2H2O2 xt:MnO 2→2H2O + O2

+, H2O2 vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử Tính khử của H2O2: H2O2 + KNO2 t0→ H2O + KNO3

H2O2 + 2KI t 0→ I2 + 2KOH Tính oxi hoá của H2O2 : Ag2O + H2O2 t0→ 2Ag + H2O+ O2

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 t0→2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

Hiđro sunfua (H2S)

 Chất khí ko màu, mùi trứng thối

 H2S tan trong nớc→ dd axit yếu

H2S + KOH → KHS + H2O

H2S + 2KOH → K2S + 2H2O

 H2S có tính khử mạnh 2H2S + O2 (thiếu) →t0 2S + 2H2O

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl

 Trong CN: k0 điều chế H2S

 Trong phòng thí nghiệm FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S

Muối sunfua

Tính tan của một số muối sunfua +, Muỗi của các kim loại IA, IIA (–Be) [Na2S, K2S,…]: tan trong nớc và axit +, Muối của kim loại nặng PbS, CuS : ko tan trong nớc và axit

+, Muối của ZnS, FeS,…: không tan trong nớc, nhng tan trong nớc →H2S

 Một số màu sắc đặc trng: CdS :m.vàng, CuS, FeS Ag2S : m.đen kết tủa

Lu huỳnh

đioxit (SO2)

1 Tớnh oxit axit

- P/ứ với nước → axit sunfurơ:

- P/ứ với dung dịch bazơ → Muối + H2O:

SO2 + 2OH–→ SO32– + H2O (1)

SO2 + OH–→ HSO3 (2)

(2) (1) + (2) (1)

- P/ứ với oxit bazơ tan → muối sunfit

Na2O + SO2→ Na2SO3 CaO + SO2→ CaSO3

2 Tớnh khử (P/ứ với chất oxi hoá )

2SO2 + O2

2 5 0

450 500

V O C

−

SO2 + Cl2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl

SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr (phản ứng làm mất màu dung dịch brom)

3 Tớnh oxi húa (P/ứ với chất khử)

SO2 + 2H2S → 3S ↓+ 2H2O

- Đốt quặng sunfua:

2FeS2 + 11O2→ 2Fe2O3 + 8SO2 2ZnS + 3O2→ 2ZnO + 3SO2 -Cho muối sunfit, hidrosunfit tỏc dụng với dung dịch axit mạnh:

Na2SO3+H2SO4 → Na2SO4 +SO2↑+ H2O

- Đốt chỏy lưu huỳnh:

S + O2

0

t

→ SO2

- Cho kim loại tỏc dụng với dung dịch

H2SO4 đặc, núng:

Cu+2H2SO4đặc

0

t

→CuSO4+SO2+ H2O

Lu huỳnh trioxit

Thể hiện tớnh chất của một oxit axit:

- P/ứ với nước → axit sunfuric:

SO2 + H2O → H2SO4

- P/ứ với dung dịch bazơ → Muối + H2O:

SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O

SO3 + NaOH → NaHSO4

- P/ứ với oxit bazơ tan → muối sunfat

Na2O + SO3→ Na2SO4

SO2 + O2 V O2 50

t

ơ   2SO3

 Axit sunfuric (H 2 SO 4 )

• Axit loãng ( thể hiện tính chất của một axit mạnh) a) Tỏc dụng với kim loại (đứng trước H)→ Muối + H2:

Fe + H2SO4→ FeSO4+ H2↑

2Al + 3H2SO4→ Al2(SO4)3 + 3H2↑

b) Tỏc dụng với bazơ (tan và khụng tan) →Muối + H2O

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + Mg(OH)2→ MgSO4 + 2H2O c) Tỏc dụng với oxit bazơ→Muối + H2O

Al2O3 + 3H2SO4→ Al2(SO4)3 + 3H2O CuO + H2SO4→ CuSO4 + H2O d) Tỏc dụng với muối (tạo kết tủa hoặc chất bay hơi) MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + CO2↑+ H2O BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 ↓ + 2HCl

• Axit đậm đặc (Là một chất oxi hoá mạnh)

a) Tớnh axit mạnh

- P/ứ với hidroxit (tan và khụng tan) →Muối + H2O

H2SO4 đặc + NaOH → Na2SO4 + H2O

H2SO4 đặc + Mg(OH)2→ MgSO4 + H2O

- P/ứ với oxit bazơ→ Muối + H2O

Al2O3 + 3H2SO4 đặc→ Al2(SO4)3 + 3H2O CuO + H2SO4 đặc→ CuSO4 + H2O

- Đẩy cỏc axit dễ bay hơi ra khỏi muối

H2SO4 đặc + NaCl tinh thể→ NaHSO4 + HCl↑

H2SO4 đặc + CaF2 tinh thể→ CaSO4 + 2HF↑

H2SO4 đặc + NaNO3 tinh thể→ NaHSO4 + HNO3↑

b) Tớnh oxi hoỏ mạnh

 Tỏc dụng với hầu hết cỏc kim loại trong dóy điện hoỏ 2Fe + 6H2SO4 đặc

0

t

→ Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Cu + 2H2SO4 đặc

0

t

→ CuSO4 + SO2 + H2O 2Ag + 2H2SO4 đặc

0

t

→ Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

 Kim loại mạnh như Mg, Zn H SO (d) 2 4 → S hoặc H2S: 3Zn + 4H2SO4 đặc

0

t

→ 3ZnSO4 + S + 4H2O 4Zn + 5H2SO4 đặc

0

t

→ 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

 Al, Fe, Cr thụ động hoỏ với dd H2SO4 đặc nguội

 Tỏc dụng với phi kim:

C + 2H2SO4 đặc → CO2 + 2SO2 + 2H2O

S + 2H2SO4 đặc

0

t

→ 3SO2 + 2H2O

P/ứ với hợp chất cú tớnh khử (ở TT oxi hoỏ thấp) 2FeO + 4H2SO4 đặc → Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O 2FeCO3 + 4H2SO4 đặc →Fe2(SO4)3 +SO2 + 2CO2 + 4H2O 2Fe3O4 + 10H2SO4 đặc → 3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O 2FeSO4 + 2H2SO4 đặc → Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O

• Điều chế H 2 SO 4

Sơ đồ điều chế:

FeS2

+ O 2→SO2

2 5 0

V O t

S

• Nhận biết:

Gốc SO42- được nhận biết bằng ion Ba2+, vỡ tạo kết tủa trắng BaSO4 khụng tan trong cỏc axit HNO3, HCl

Ba2+ + SO42– → BaSO4

H

O O H

O

O O

1 2

2

OH SO

n n

−

Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :các nhóm nguyên tố phi kim cơ bản và hợp chất Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội – Biên soạn

1 Tớnh axit mạnh (5tớnh chất

: chất chỉ thị màu, ∀ kim loại ( trừ Au, Pt) , ∀ oxit kim loại, ∀ bazơ, muối)

• HNO3 làm đỏ giấy quỳ tớm

• HNO3 p/ứ với kim loại sẽ đề cập ở dưới đõy

• HNO3 +NaOH →NaNO3 + H2O 2HNO3 +Mg(OH)2→Mg(NO3)2 + 2H2O

• Fe2O3 + 6 HNO3→ 2 Fe(NO3)3 + 3H2O

• 2HNO3 + CaCO3→ Ca(NO3)2 + H2O + CO2

2 Tớnh oxi hoỏ mạnh:

a) P/ứ với hầu hết kim loại trong dóy điện hoỏ (trừ Au, Pt)

Fe + 6HNO3 đặc

0

t

→ Fe(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O

Fe + 4HNO3 loóng  → Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O

Ag + 2HNO3  → AgNO3 + NO2 + H2O

Lưu ý:

+ Sản phẩm của phản ứng thụ thuộc vào: Bản chất kim loại; Nồng độ axit: axit đặc, chủ yếu → NO2 ; axit loóng, chủ yếu → NO; Nhiệt độ phản ứng.

+ Cỏc kim loại mạnh cú thể khử HNO 3 thành NH 3 và sau đú NH 3 + HNO 3 →

NH 4 NO 3 , cú nghĩa là trong dung dịch tồn tại NH 4 và NO 3-

4Mg + 10HNO 3  → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

+ Cỏc kim loại Al, Fe bị thụ động trong dung dịch HNO 3 đặc nguội + Dung dịch chứa muối nitrat (KNO 3 ) trong mụi trường axit cũng cú tớnh chất tương tự như dung dịch HNO 3 , vỡ trong dung dịch tồn tại H + và NO 3-

Vớ dụ: Cho Cu vào dung dịch chứa KNO 3 và H 2 SO 4 loóng:

Phương trỡnh điện li: KNO 3 → K + + NO 3- và H 2 SO 4 → 2H + + SO 4

2-Phương trỡnh phản ứng: 3Cu + 2NO 3- + 8H + → 3Cu 2+ + 2NO + 4H 2 O b) Tỏc dụng với phi kim:

C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2 + 2H2O

S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O c) Tỏc dụng với hợp chất cú tớnh khử (ở trạng thỏi oxi hoỏ thấp):

3FeO + 10HNO3 → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

Fe3O4 + 10HNO3 → 3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O FeCO3 + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + CO2 + 2H2O FeS2 + 18HNO3→ Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 15NO2 + 7H2O

3 Điều chế

• Trong PTN: NaNO3 tinh thể + H2SO4 đặc→ NaHSO4 + HNO3↑

• Trong CN: Khụng khớ → N2 → NH3 → NO → NO2 → HNO3

4NH3 + 5O2 →850 C 0

Pt 4 NO + 6H2O 2NO + O2  → 2NO2

4NO2 + O2 + 2H2O  → 4HNO3



Muối nitrat ( )NO 3−

Tớnh tan: Tất cả cỏc muối nitrat đều tan trong nước

Phản ứng bị phõn huỷ bởi nhiệt đối với muối nitrat của kim loại X:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn Pb, [H], Cu, Hg, Ag, Pt, Au

- X đứng trước Mg : t0

XNO →XNO +O 2KNO3 t 0→ 2KNO2 + O2

- X đứng trong khoảng từ Mg → Cu: t0

2 2

oxit NO O

2Pb(NO3)2 t 0→ 2PbO + 4NO2 + O2 2Cu(NO3)2 t 0→ 2CuO + 4NO2 + O2

- X đứng sau Cu: → t0 kim loại + NO2 + O2

2AgNO3

0

t

→ 2Ag + 2NO2 + O2

 Nhận biết ion nitrat

Dd chứa ion ( ) Cu/ H SO 2 4

3

Phương trỡnh ion thu gọn

2

2NO−+ 4H+ + Cu → Cu + + 2NO + 2H O

Vị trí n.tố

trong

HTTH

 Thuộc nhóm VA, các chu kì từ 2 đến 6 của Bảng HTTH

 Gồm 5 nguyên tố: 7N, 15P, 33As(Asen), 51Sb (Antimon), 83Bi(Bitmut)  Thuộc nhóm IVA, các chu kì từ 2 đến 6 của Bảng HTTH  Gồm 5 nguyên tố: 6C; 14Si; 32Ge (Gemani); 50Sn; 82Pb Cấu hình

electron và

đặc điểm

CHe dạng : …ns2np3→ ở TTCB các nguyên tố nhóm oxi có 3 e độc thân

ở trạng thái kích thích, đối với ng.tố P, As, Sb, Bi do vẫn còn AOd trống nên

 → …ns1np3nd1 → có 5 e độc thân → Xuất hiện hoá trị V Tính chất

của nhóm

• Đi từ nittơ → bitmut: tớnh phi kim giảm dần, tớnh kim loại tăng dần

• Hợp chất khớ với hiđro cú dạng RH3: độ bền của nú giảm dần từ N→ Bi

• Từ N→ Bi: tớnh axit của cỏc oxit và hiđroxit tương ứng giảm dần, đồng thời tớnh bazơ tăng dần

gam mol

Nito − N M − = 17, 0 gammol

Photpho − P M − = 31, 0 gammol

Cacbon − C M − = 12, 0 gammol

14 Si

Silic − N M − = 28, 0 Tính chất

vật lý • Ch.khớ, khụng màu, khụng mựi,

khụng vị, hơi nhẹ hơn khụng khớ • Tồn tại ở 2 dạng thự hỡnh P đỏ và P

than chỡ, Cacbon vụ định hỡnh • Tồn tại dưới hai dạng thự hỡnh silic

tinh thể và silic vụ định hỡnh Tính chất hoá học

sơ lợc • N2 (N≡N) rất bền ở đk thường

→ trơ về mặt hoỏ học

• Ở t0 cao N2 hoạt động hơn, thể hiện đồng thời tớnh khử & oxi hoỏ

• Ở điều kiện thường đơn chất P hoạt động hơn so với N2

• P mang đồng thời tớnh khử và tớnh oxi hoỏ

Tớnh

chất

hoỏ

học

Tớnh khử

• Ở nhiệt độ khoảng 30000C cú p/ứ

N2 + O2 ơ  →3000 C0 2NO

Ở đk thường cú 2NO + O2  →2NO2

• P/ứ với O2 (2 trường hợp)

Dư O2: 4P + 5O2

0 t

→2P2O5

Thiếu O2: 4P + 3O2

0 t

→2P2O3

• P/ứ với Cl2 (2 trường hợp)

Dư Cl2 : 5Cl2 + 2P →t0 2PCl5

Thiếu Cl2 : 3Cl2 + 2P →t0 2PCl3

• P/ứ với cỏc hợp chất mang tớnh oxh (KClO3, KNO3, K2Cr2O7, KMnO4) 6P + 5KClO3

0 t

→3P2O5 + 5KCl

• P/ứ với O2

C + O2

0 t

→CO2

Cdư + CO2

0 t

→ 2CO

• P/ứ với cỏc hợp chất mang tớnh oxh

C + 4HNO3  →CO2 +4NO2 +2H2O

C + ZnO →t0 Zn + CO

• P/ứ với một số phi kim cú tớnh oxh

Si + 2F2  →SiF4

Si + O2  →SiO2

• P/ứ với một số hợp chất cú tớnh oxh

Si + 2NaOH + H2O →Na2SiO3 + 2H2

Tớnh oxi

hoỏ

• P/ứ với khớ H2 (t0 > 4000)

N2 + 3H2 t xt0,

P

ơ   2NH3

• P/ứ với kim loại → nitrua k.loại

N2 + 6Li  → 2Li3N (t0 thường)

N2 + 3Mg →t0 Mg3N2

• P/ứ với khớ H2

2P + 3H2

0 t

→ 2PH3

• P/ứ với một số kim loại hoạt động →

photphua kim loại

2P + 3Ca →t0 Ca3P2

• P/ứ với khớ H2

C + 2H2

0 t

→ CH4

• P/ứ với kim loại→ cacbua kim loại

4Al + 3C →t 0 Al4C3

• P/ứ với một số kim loại→h.c silixua 2Mg + Si  → Mg2Si

Điều

chế

Phũng TN NH4NO2 →t 0 N2 + 2H2O hoặc

NH4Cl +NaNO2→N2 +NaCl +2H2O

Dựng phản ứng SiO2 + 2Mg →t0 Si + 2MgO C.nghiệp

Chưng cất phõn đoạn khụng khớ lỏng thu được N2 và O2

Nung hỗn hợp (photphorit, cỏt và than đỏ) ở 12000C

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C→t0

0 t

→ 3CaSiO3 +2P + 5CO

• Kim cương nhõn tạo: nung tan chỡ ở

20000C, p = 50–100 nghỡn atm(xt:Fe)

•Than chỡ nhõn tạo: nung than cốc ở

25000 – 30000 trong lũ điện

• Than muội: CH4

0

t ,xt

→C + 2H2

Dựng phản ứng SiO2 + 2C →t0 Si + CO2

Một số hợp chất quan phổ biến ứng với các nhóm nguyên tố trên

Amoniac

(NH3)

Ch.khớ, k0

màu, mựi

khai

H N H− −••

H

 Khớ amoniac a) Tớnh bazơ: NH3 + HCl → NH4Cl b) Tớnh khử:

- Tỏc dụng với oxi:

4NH3 +3O2

0

t

→ 2N2 + 6H2O 4NH3 + 5O2

0

850 / Pt

→ 4NO + 6H2O

- P/ứ Cl2: 2NH3+3Cl2  →N2 + 6HCl

- Khử một số oxit kim loại:

3CuO + 2NH3

0

t

 →3Cu + N2 + 3H2O

a) Tớnh bazo: NH3 + H2O € NH4+ + OH -b) Tớnh chất của dung dịch NH3:

- Tớnh bazơ: NH3 + H+→ NH4+

- Đổi màu chỉ thị: quỡ tớm→ xanh ; phenolphtalein → hồng

- P/ứ với dd muối(Al3+, Fe2+, ) → hiđroxit ↓

AlCl3+3NH3+3H2O→Al(OH)3+3NH4Cl

Al3++3NH3 + 3H2O →Al(OH)3+ 3NH4+

- Khả năng tạo phức Cu(OH)2↓ + 4 NH3 (dd)  →

 →[Cu(NH3)4]2+

(dd) + 2OH- (dd) Hoặc

AgCl↓ + 2 NH3 (dd)  →

 → [Ag(NH3)2]+ (dd) + Cl- (dd)

PS: NH3 cú khả năng tạo phức với một số ion như Cu2+, Zn2+, Ag+, Co2+,

Co3+, Pt4+

* Trong phũng thớ nghiệm:

NH4++OH- →Kiềm(rắn) NH3 +H2O 2NH4Cl(r) +CaO→t0 2NH3 + CaCl2

* Trong cụng nghiệp:

• N2 : chưng cất phõn đoạn kk lỏng

• H2: CH4

0

t

→ C + 2H2

- Phản ứng tổng hợp:

N2 + 3H2 ˆ ˆ ˆ ˆ ˆ ˆ ˆ ˆ†‡ ˆ ˆ ˆ ˆ ˆ ˆ ˆˆ200-300 (atm),Fe450-500 C0 2NH3

Muối Amoni

( NH4+)

NH4Cl +NaOH → NaCl + NH3↑ + H2O (phản ứng nhận biết muối amoni) Hay: NH4+ + OH–→ NH3 + H2O

 Muối amoni kộm bền với nhiệt

NH4Cl t 0→ NH3↑ + HCl↑

NH4HCO3

0

t

→ NH3↑ + CO2↑ + H2O

Đối với cỏc gốc axit cú tớnh oxi hoỏ

NH4NO2

0

t

→ N2 + 2H2O

NH4NO3

0

t

→ N2O + 2 H2O

Thực hiện p/ứ giữa (NH3) và dd axit

NH3 + H2SO4  →NH4HSO4 2NH3 + H2SO4  → (NH4)2SO4

O

H O N

O

− −

Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :các nhóm nguyên tố phi kim cơ bản và hợp chất Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội – Biên soạn

hợp chất tiêu biểu chứa photpho

 Axit photphoric (H3 PO 4 )

• Ch.rắn kết tinh, trong suốt, hỏo nước

• H3PO4 là axit khụng bền bị phõn huỷ bởi nhiệt

2H3PO4

0

200 250 −

H4P2O7

0

400 500 −

• H3PO4 là một axit 3 nấc, cú độ mạnh trung bỡnh

H3PO4 + KOH → KH2PO4 + H2O

H3PO4 + 2KOH → K2HPO4 + 2H2O

H3PO4 + 3KOH → K3PO4 + 3H2O

• Điều chế:

Trong PTN: P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O

t

Ca (PO ) 3H SO 3CaSO H PO





 Muối phophat

• Sơ lược một số muối photphỏt

Photphat trung hoà ( )3

4

PO− : Ag3PO4,…

Hiđrophotphat ( 2 )

4 HPO − : K2HPO4,…

Đihidrophotphat(H PO 2 4−) : NaH2PO4,… (tất cả đều tan)

• Muối photphat bị thuỷ phõn tạo mụi trường kiềm

Na3PO4 + H2O ơ → Na2HPO4 + NaOH

• Nhận biết muối photphat (ion 3

4

PO −) 3

PO−+3Ag+ →Ag PO (chất kết tủa m.vàng)



hợp chất tiêu biểu chứa silic

 Silic đioxit (SiO2 )

• Tồn tại ở dạng tinh thể khụng tan trong nước

• SiO2 là một oxit axit

SiO2 + CaO t o→ CaSiO3 (canxi silicat)

SiO2 + 2NaOH t o→ Na2SiO3 + H2O

SiO2 + K2CO3 t o→ K2SiO3 + CO2↑

• SiO2 tan tốt trong HF

SiO2 + 4HF →SiF4 + 2H2O

 Axit salixic (H2 SiO 3 )

• Chất ở dạng keo, khụng tan trong nước, khi đun núng dễ bị

mất nước H2SiO3 →SiO2 + H2O

• H2SiO3 làmột axit yếu ( yếu hơn cả H2CO3)

Na2SiO3 + CO2 + H2O → H2SiO3 + Na2CO3

 Muối silicat ( 2 )

3

SiO −

Dễ dàng tan trong dung dịch kiềm, chỉ muối của kim loại

kiềm mới tan trong nước theo phương trỡnh

Na2SiO3 + 2H2O →2NaOH + H2SiO3

hợp chất tiêu biểu chứa cacbon

 Cacbon monoxit (CO – CTCT: C O = )

• Chất khớ, ko màu, ko mựi, ko vị, rất độc

• Tớnh chất hoỏ học

CO kộm hoạt động ở nhiệt độ thường tương tự như N2

CO là oxit trung tớnh (oxit khụng tạo muối); cú tớnh khử mạnh 2CO + O2

0

t

CO + Cl2

C

→ COCl2 (Photphogen)

CO + CuO →t 0 Cu + CO2

• Điều chế: Trong CN:

0

0

1500 C

t 2

+ →

Trong PTN: HCOOH→H SO (d) 2 5 CO + H2O

 Cacbon dioxit (CO2)

• Chất khớ, khụng màu, khụng mựi vị, ớt tan trong nước

• Tớnh chất hoỏ học

CO2 khụng duy trỡ sự chấy của nhiều chất trừ của cỏc kl mạnh

CO2 + 2Mg → 2MgO + C

CO2 là một oxit axit

- Tan trong nước tạo thành axit cacbonic, là axit yếu hai nấc

CO2 + 2H2O ‡ ˆˆ ˆ ˆ† H3O+ + HCO3

P/ứ với bazơ và oxit bazơ:

Nếu dư kiềm: CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + H2O Nếu thiếu kiềm: Na2CO3 + CO2 + H2O → NaHCO3

• Điều chế: CO2 được điều chế bằng cỏch đốt than hoặc đi từ muối cacbonat: CaCO3

0

1000 C

→ CaO + CO2

Trong PTN: CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O

• Sơ lược về tớnh tan

- Muối cacbonat: chỉ cú cỏc muối của kim loại kiềm và amoni là tan tốt trong nước (riờng Li 2 CO 3 tan vừa phải trong nước nguội và tan ớt hơn trong nước núng) Dung dịch của cỏc muối này trong nước cú xảy ra quỏ trỡnh thủy phõn, nờn mụi trường cú tớnh kiềm (đối với muối amoni cacbonat cũng vậy).

CO32- + H2O ơ → HCO

3- + OH

-P/ứ với axit mạnh :

2

2

− +





Muối k o tan t0

2

CO oxit

- Muối hiđrocacbonat: Đa số cỏc muối này tan được khỏ nhiều trong nước, nhưng kộm bền, cú thể bị phõn hủy ngay cả khi đun núng dung dịch:

2NaHCO3

0

t

→ Na2CO3 + CO2↑ + H2O Ca(HCO3)2 ơ → CaCO

3↓ + CO2 + H2O -Muối hiđrocacbonat lưỡng tớnh (p/ứ với axit và bazơ) NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2

NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O

• Nhận biết ion cacbonat ( 2 )

3

CO −

2

Ca(OH) ddH

2

CO −→+ CO → ↓+ CaCO (m.trắng)

SƠ LƯỢC VỀ PHÂN BểN HOÁ HỌC

Phõn

• Amoni clorua

• Amoni sunfat

NH4Cl (NH4)2SO4

Đất ớt chua hay đó được khử chua

Giỳp cõy phỏt triển nhanh, tốt lỏ, ra nhiều củ, …

• Ure (NH2)2CO Thớch hợp cho nhiều loại

• Kali nitrat

• Canxi nitrat

KNO3

Ca(NO3)2 Đất chua và đất mặn

Phõn

• Canxi photphat Ca3(PO4)2 Đất chua

Thỳc đẩy quỏ trỡnh sinh hoỏ của cõy, giỳp cõy cứng cỏp, chắc hạt

• Supe photphat Ca(H2PO4)2 Khử chua đất trước bún

4 2 4

NH H PO (NH ) HPO





Phõn kali K

đạm, tăng cường khả năng chống bệnh của cõy

• Kali sunfat K2SO4

• Kali cacbonat K2CO3

                 Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :đại cơng kim loại và sơ lợc một số kim loại Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội – Biên soạn

I TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI

1 Khỏi niệm:

IV ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

1 Nguyờn tắc:Khử ion kim loại thành nguyờn tử.

Muối của kim loại kiềm

và ion NH4+ là tan, cũn lại kết tủa

H O

H O

−

− − →

−

• T.chất chung: tớnh dẻo, tớnh dẫn điện, tớnh dẫn nhiệt,ỏnh kim

• Giải thớch: Tớnh chất vật lớ chung của kim loại gõy nờn bởi sự

cú mặt của cỏc electron tự do trong mạng tinh thể kim loại.

2 Tớnh chất húa học:

Tớnh chất húa học chung của kim loại là tớnh khử

• Tỏc dụng với phi kim:

2Fe + 3Cl2  →t o 2FeCl3

Cu + Cl2  →t o CuCl2

4Al + 3O2  →t o 2Al2O3

Fe + S  →t o FeS

• Tỏc dụng với dung dịch axit:

 Với dd axit HCl , H 2 SO 4 loóng: (trừ Cu,Ag,Hg,Au, Pt).

Fe + 2HCl  → FeCl2 + H2

 Với dung dịch HNO 3 , H 2 SO 4 đặc: (trừ Pt , Au )

3Cu + 8HNO3 (loóng)  →t o 3Cu(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O

Fe + 4HNO3 (loóng)  →t o Fe(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O

Cu + 2H2SO4 (đặc)  →t o CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O

 Kim loại kiềm, 1 số kiềm thổ →+ H O 2 dd bazơ tan + H2

2Na + 2H2O  → 2NaOH + H2

 Một vài kim loại cú pứ vs nước ở t0 cao

3Fe + 4H2O  →t 570 > 0 Fe3O4 + 4H2

Fe + H2O  →t 570 > 0 FeO + H2

 Số cũn lại khụng phản ứng với nước ở bất cứ điều kiện nào

• Tỏc dụng với dung dịch muối: kim loại mạnh hơn khử ion

của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do

Fe + CuSO4  → FeSO4 + Cu

II, DÃY ĐIỆN HOÁ CỦA KIM LOẠI

a Dóy điện húa của kim loại:

b í nghĩa của dóy điện húa:

Dự đoỏn chiều của phản ứng giữa 2 cặp oxi húa khử xảy ra theo chiều: chất oxi húa mạnh hơn sẽ oxi húa chỏt khử mạnh hơn sinh ra chất oxi húa yếu hơn và chất khử yếu hơn

Vớ dụ: phản ứng giữa 2 cặp Fe2+/Fe và Cu2+/Cu là:

Cu2+ + Fe  → Fe2+ + Cu Oxh mạnh khử mạnh oxh yếu khử yếu

Sự ăn mũn kim loại là sự phỏ hủy kim loại hoặc hợp kim do tỏc dụng của cỏc chất trong mụi trường xung quanh

2 Cỏc dạng ăn mũn kim loại:

a Ăn mũn húa học: là quỏ trỡnh oxi húa - khử, trong đú

cỏc electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến cỏc chất trong mụi trường

b Ăn mũn điện húa học:

* Khỏi niệm: ăn mũn điện húa là quỏ trỡnh oxi húa – khử,

trong đú kim loại bị ăn mũn do tỏc dụng của dung dịch chất điện li và tạo nờn dũng electron chuyển dời từ cực

õm đến cực dương

* Cơ chế:

+ Cực õm: kim loại cú tớnh khử mạnh hơn bị oxi húa

+ Cực dương: kim loại cú tớnh khử yếu hơn.3 Chống ăn mũn

kim loại:

a Phương phỏp bảo vệ bề mặt:

b Phương phỏp điện húa:

Nối kim loại cần bảo vệ với một kim loại cú tớnh khử mạnh hơn Thớ dụ: để bảo vệ vỏ tàu biển làm bằng thộp người ta gắn vào những mặt ngoài của vỏ tàu (phần chỡm dưới nước) những lỏ kẽm (Zn)

Mn+ + ne → M

2 Phương phỏp:

a Phương phỏp nhiệt luyện: dựng điều chế những kim

loại như Zn , Fe , Sn , Pb , Cu , Hg …Dựng cỏc chất khử mạnh như: C , CO , H2 hoặc Al để khử cỏc ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao

Fe2O3 + 3CO  →t o 2Fe + 3CO2

b Phương phỏp thủy luyện: dựng điều chế những kim

loại Cu , Ag , Hg …Dựng kim loại cú tớnh khử mạnh hơn để khử ion kim loại trong dung dịch muối

Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4

c Phương phỏp điện phõn:

* Điện phõn núng chảy: điều chế những kim loại

K , Na , Ca , Mg , Al

Điện phõn núng chảy cỏc hợp chất (muối, oxit, bazơ) của chỳng

2NaCl đpnc →  2Na + Cl2

* Điện phõn dung dịch: điều chế k.loại sau Al.

CuCl2 đpdd →  Cu + Cl2

4AgNO3 + 2H2O   →đpdd 4Ag + O2 + 4HNO3

Sơ lợc về một số nhóm kim loại và kim loại

mol

13Al MAl 27, 0

26Fe MFe 56,0

24Cr MCr 52,0

29Cu MCu 64,0

Vị trí ng tố trong

bảng HTTH

• Kim loại kiềm thuộc nhóm IA, đứng

đầu mỗi chu kỳ (trừ chu kỳ I)

• Gồm 6 n.tố: Li; Na; K; Rb; Cs; Fr*

• Kloại kiềm thổ thuộc nhóm IIA

• Gồm các nguyên tố :

Be, Mg, Ca, Sr, Kr, Ba, Ra

Nhôm (Al) ở ô số 13, thuộc nhóm IIIA, chu kỳ 3 của bảng HTTH Fe ở ô 26 , chu kỳ 4, nhóm VIIIB , của bảng HTTH Thuộc nhóm VIB , chu kỳ 4 , nằm ở ô số 24 của bảng HTTH Đồng nằm ở ô số 29 thuộc nhóm IBchu kỳ IV của bảng HTTH

Cấu tạo ng.tử Cấu hình dạng: ns1

→ KL kiềm có 1 e lớp ngoài cùng

Cấu hình dạng: …ns2

→KL kiềm thổ có 2e lớp ngoài cùng

Cấu hình e 1s22s22p63s23p1

→ lớp ngoài cùng có 3e • Cấu hình e : 1s22s22p63s23p63d64s2

• Số oxi hoá phổ biến: +2, +3

• Cấu hình : [ Ar ] 3d5 4s1

• Số oxihoa phổ biến +2, +3, +6 • Cấu hình e: 1s22s22p63s23p63d104s1

• Số oxi hoá phổ biến +1, +2 Tính chất vật lý

• 0 0

s nc

t ,t thấp

• Khối lợng riêng nhỏ do KLK có

Rngtử lớn, cấu tạo mạng kém đặc khít

• KLK mềm do lực liên kết KL trong tinh thể yếu

-KLK thổ có màu trắng bạc, có thể rát mỏng 0 0

s nc

t ,t thấp , Khối lợng riêng nhỏ

Là KL có màu trắng ánh bạc, khối l-ợng riêng lớn D= 7,2 g/cm3 Nóng chảy ở 18900C Là KL cứng nhất

• Đồng l kim lọai m u đỏ, dẻo,à à dai,dễ kéo sợi dát mỏng

• Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, l KL nặngà

có D = 8,89 g/cm3 nhiệt độ nóng chảy cao khoảng (10830C )

Sơ lợc

Kim loại kiềm có tính khử mạnh:

M → M+ +1e KLK thổ có tính khử mạnh Tính khửtăng dần từ Be → Ba

M → M2+ + 2e

Al→ Al3+ + 3e

Số oxi hoá trong hợp chất +3 Sắt có tính khử TB chất oxi hoá yếu Fe → Fe2+ + 2e

chất oxihoa mạnh Fe → Fe3+ + 3e

+ O2

2 Na + O2 (khô) →t0 Na2O2

4 Na + O2 (kk) →t0 2Na2O

2

2

(M O ) peoxit

KLK O+ → oxit (M O)

0

t 2 2Mg O+ →2MgO

0

t 2

1

2

4Al + 3O2 →t 0 2Al2O3 3Fe + 2O2 →t0 Fe3O4 (oxit sắt từ) 4Cr + 3O2 →t0 2Cr2O3 2Cu + O2 →t0 2CuO

+ Phi kim ≠

2Na + Cl2 →2 NaCl Ca + Cl

2 →t0 CaCl2

Mg + S →t 0 MgS

2Al + 3 Cl2 → 2 AlCl3 Fe + S →t 0 FeS+2

2Fe + 3Cl2 →t0 2Fe+3 Cl3

2Cr + 3S →t 0 Cr2S3

2Cr + 3Cl2→t0 2CrCl3

Cu + Cl2 →t 0 CuCl2

Cu + S →t 0 CuS

+ Nớc

Na + H2O → NaOH +

2

2 ↑

TQ: M H O2 MOH 1H2

2

Nhớ:

2

OH

n − =n =2.n ↑

• Ca, Ba, Sr có thể khử nớc → bazơ

Ca +2 H2O → Ca(OH)2 +H2↑

t

Mg 2H O Mg(OH) H





• Be ko p/ứ vs nớc ở bất cứ đk nào

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 ↓+ 3H2

Trên thực tế phản ứng này rất ít xảy ra nên coi nh không có

ở nhiệt độ cao sắt khử hơi nớc tạo ra

H2 và Fe3O4 hoặc FeO 3Fe + 4H2O  →t 570 > 0 Fe3O4 + 4H2

Fe + H2O  →t 570 > 0 FeO + H2

ở nhiệt độ thờng trong không khí tạo ra màng mỏng crom (III) oxit có cấu tạo mịn bền vững bảo vệ không cho Cr p/ứ với nớc

Cu không phản ứng với nớc ở điều kiện thờng

Không

oxihoá

KLK khử H+ của dd axit HCl, H2SO4

loãng … thành khí hiđro

2 M + 2H+ → 2M+ + H2↑

Mg 2HCl + → MgCl + H

2 2

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 2H2

TQ: Al + 3H+→ Al3+ + 3

2H2

• Fe pứ chỉ lên đến số oxi hoá +2

Fe + 2HCl →FeCl2 + H2

TQ: Fe + 2H+ → Fe2+ + H2

Cr +2 HCl → CrCl2 + H2 ↑

Cr + 2 H2SO4 → CrSO4 + H2 ↑

TQ: Cr + 2H+ → Cr2+ + H2

Cu không tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loãng

Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :đại cơng kim loại và sơ lợc một số kim loại Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội – Biên soạn

mol

13Al MAl 27, 0

26Fe MFe 56,0

24Cr MCr 52,0

29Cu MCu 64, 0

Có tính

oxihoá

Có khả năng khử N+5 trong HNO3

loãng xuống N–3 (NH4NO3) và S+6

trong H2SO4 đặc xuống S–2 (H2S) 4Mg + 10HNO3(loãng) →

→4Mg(NO3)2+ NH4NO3 + 3H2O 4Mg + 5H2SO4(đặc)

→

→ 4MgSO4 + H2S + 4H2O

Al + 4HNO3(loãng)→

→Al(NO3)3 + 2NO + H2O 2Al + 6H2SO4(đặc)→

→Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 4HNO3(loãng)→

→Fe(NO3)3 + 2NO + H2O 2Fe + 6H2SO4(đặc)→

→Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Cu + 2H2SO4(đặc)

→CuSO4 + SO2 + H2O

Cu + 4HNO3 (đặc)

→Cu(NO3)2 + 2NO2↑+H2O

3Cu + 8HNO3(loãng)

→3Cu(NO3)2+2NO2↑+H2O

+ dd muối

PS: KLK không khử trực tiếp ion kim loại trong muối mà khử nớc trớc

VD: Cho mẩu Na vào dd AlCl3

2Na + 2H2O →2NaOH + H2

3NaOH + AlCl3 → Al(OH)3 + 3NaCl NaOH + Al(OH)3→ Na Al OH ( )4

• Ca, Ba khử nớc ở đk thờng → pứ với dd muối tơng tự nh đối với kim loại kiềm

• Mg : đẩy đợc ion kim loại đứng sau

nó trong dãy hoạt động hoá học ra khỏi muối

Mg + CuCl2→ Cu + MgCl2

Các kim loại này đều có khả năng khử đợc ion kim loại đứng sau nó trong dãy điện hoá ra khỏi dung dịch muối

2Al + 3FeSO4→ 3Fe + Al2(SO4)3

Hay 2Al + 3Fe2+→ 3Fe + 2Al3+

Fe + Cu(NO3)2→ Fe(NO3)2 + Cu Hay

Fe + Cu2+→ Fe2+ + Cu

Cu + 2AgNO3→ Cu(NO3)2 + 2Ag Hay

Cu + 2Ag+→ Cu2+ + 2Ag

Phản ứng đặc

biệt

• P/ứ với kiềm mạnh → muối + H2

Al + NaOH + H2O → NaAlO2 + 3

2H2

• P/ứ nhiệt nhôm (pứ vs oxit kim loại) 2Al + 3CuO →t 0 Al2O3 + 3Cu 8Al + 3Fe3O4 →t0 4Al2O3 + 9Fe

Điều chế kim

loại

Điện phân nóng chảy muối clorua của kim loại tơng ứng

2NaCl dpcn→ 2Na + Cl2

Điện phân nóng chảy hợp chất clorua tơng ứng

MgCl2 dpcn→ Mg + Cl2

Điện phân nóng chảy Al2O3 trong hỗn hợp với coriolit (Na3AlF6)

2Al2O3 Na AlF 3 6→4Al + 3O2

• Điện phân dung dịch FeCl2

FeCl2  →dp Fe + Cl2

•Dùng (CO, Al, H2, ) khử oxit sắt

Fe2O3 + 3CO →t 0 2Fe + 3CO2

Tinh chế Cr2O3 từ quặng cromit (Cr2O3, Al2O3, FeO, SiO2), rồi trộn với Al để tham gia p/ứ nhiệt nhôm

Cr2O3 + 2Al →t 0 Al2O3 + 2Cr

• Nhiệt luyện quặng CuFeS2

2CuFeS2 + 5O2 + 2SiO2 →t0

0

t

→2Cu + 2FeSiO2 + 4SO2

• CuCl2  →dp Fe + Cl2

Nhận biết ion

kim loại

(xem kĩ hơn ở

bảng thống kê

một số cách nhận

biết )

Dùng đũa Pt nhúng vào các mẫu thử dung dịch rồi đốt nhận xét màu ngọn lửa thu đợc

• Na+ :Ngọn lửa m.vàng

• K+ :Ngọn lửa m.tớm

• Li+ :Ngọn lửa m.đỏ tớa

• Rb+ :Ngọn lửa m.đỏ mỏu

• Cs+ :Ngọn lửa m.xanh da trời

• Mg2+ tạo ↓ m.trắng với 2

3

CO ,OH− −

2

2

+ − ++ −→

• Ba2+, Ca2+tạo ↓ m.trắngvới các ion

CO ,SO , − −

+ − ++ −→

• Al3+ tạo kết tủa keo lơ lửng m.trắng trong dung dịch kiềm, nếu kiềm d kết tủa tan dần đến hết

( )

3

3

+ −

−

−







hoặc 3

Al+ + 3NH + 3H O → Al(OH) + 3NH+

• Fe2+ tạo ↓màu trắng xanh với OH–,NH3 2

2

Fe ++2OH−→Fe(OH)

2

Fe ++ 2NH + 2H O → Fe(OH) + 2NH+

• Fe3+ tạo ↓màu nâu đỏ với OH–,NH3 3

3

Fe ++3OH−→Fe(OH)

3

Fe++ 3NH + 3H O → Fe(OH) + 3NH+

• ddCr2+ làm mất màu dd Br2

2Cr2+ + Br2 →2Cr3+ + 2Br–

•Cr3+: dd màu lục P/ứ với Cl2/OH– → dd m.vàng 3

2Cr++ Cl + 8OH−→ CrO−+ 2Cl−+ 4H O

 P/ứ với OH– đặc tạo kết tủa m.trắng, nếu OH– d thì kết tủa tan dần tơng tự nh đối với Al3+

• ddCu2+ có m.xanh lam đặc trng

• Cu2+ tạo kết tủa m.xanh lam với dd kiềm

2

2

Cu ++ 2OH− → Cu(OH)

• Cu2+ tạo kết tủa với NH3, nếu NH3

d thì kết tủa tạo phức tan m.xanh 2

Cu ++ 2NH + 2H O → Cu(OH) + NH+

( ) 2

Cu(OH) +4NH →Cu NH  ++2OH−

Sơ lợc về

một số kim

loại khác

• Ô 47, chu kì 5, nhóm IB

• Cấu hình e: [Kr]4d105s1

• Kim loại, m.trắng bạc, mềm dẻo, dẫn điện và nhiệt tốt nhất

• Tính chất hoá học

Tính khử yếu, không bị oxi hoá ở nhiệt độ thờng và nhiệt độ cao, không

một số chất oxi hoá mạnh

3Ag+4HNO3→3AgNO3 +NO+ 2H2O

Ag + H2SO4→ 1

2Ag2SO4+1

2SO2+H2O 4Ag + 2H2S + O2→ 2Ag2S + 2H2O

• Ô 79, chu kì 6, nhóm IB

• Cấu hình e: [Xe]4f145d106s1

• Kim loại có màu vàng, mềm dẻo,

có khả năng dẫn nhiệt điện tốt

• Tính chất hoá học

phản ứng với halogen, oxi (trừ F2)

F2 + 2Au → 2AuF

theo tỉ lệ mol bất kì mà chỉ pứ với hh

(n HNO3 :n HCl = 1: 3) Au+HNO3+3HCl→AuCl3+2H2O+NO

có CTPT dạng Au CN( )2−

Au có khả năng tạo hỗn hống với Hg

• Ô 28, chu kì 4, nhóm VIIIB

• Cấu hình e: [Ar]3d84s2

• Kim loại, m.trắng bạc, có độ cứng cao

• Tính chất hoá học

Niken có tính khử trung bình

 P/ứ vs phi kim 2Ni + O2 →t0 2NiO

Ni + Cl2 →t0 NiCl2

 P/ứ vs axit

K0 có tính oxi hoá

Ni + 2H+ → Ni2+ + H2

Có tính oxi hoá

Ni + 4HNO3  →

 →Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

• Ô 30, chu kì 4, nhóm IIB

• Cấu hình e: [Ar]3d104s2

• Kim loại nặng có m lam nhạt

• Tính chất hoá học

Al mạnh hơn Cr, Fe

 2Zn + O2 →t0 2ZnO

 Zn + S→t0 ZnS

 Zn + 2H+  →Zn2+ + H2

 Zn + 4HNO3  →

 → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

 Zn + Cu2+  →Zn2+ + Cu

Zn cũng là một kim loại lỡng tính

2H2O + Zn + 2NaOH →

 →Na2Zn(OH)4 + H2

• Ô 50, chu kì 5, nhóm IVA

• Cấu hình e: [Kr]4d105s25p2

• Kim loại nặng có m trắng bạc

• Tính chất hoá học

Sn là kim loại có tính khử trung bình yếu

 P/ứ với phi kim 2Sn + O2  →2SnO

Sn + S→ SnS  P/ứ với axit

Sn + 2H+  →Sn2+ + H2

3Sn+8HNO3  →

 →3Sn(NO3)2 + 2NO+4H2O  P/ứ với dd muối

Sn + Cu2+  → Sn2+ + Cu

Sn có p/ứ vs dd kiềm đặc nóng

Sn + 2NaOHđặc  →Na2SnO2 + H2

• Ô 82, chu kì 6, nhóm IVA

• Cấu hình e: [Xe]4f145d106s26p2

• Kim loại nặng có m.trắng hơi xanh

• Tính chất hoá học 2Pb + O2 →t0 2PbO

Pb + HCl : → không p/ứ

Pb  + HNO 3 → Pb(NO3)2 + NO

Pb + 3H2SO4  →

 →Pb(HSO4)2 + H2O + SO2

Pb + 2NaOH →Na2PbO2 + H2

Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :đại cơng kim loại và sơ lợc một số kim loại Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội – Biên soạn

A, Hợp chất của Natri

 Ch.rắn, k0 màu, dễ hút ẩm tan tốt trong nớc

 Tính chất hoá học: NaOH H O 2 →Na++OH−→ dd bazơ

+, NaOH làm quỳ tím → xanh, phenolphthalein hoá hồng

• Canxi sunfat (CaSO4) { 4 2

4 2

CaSO 2H O 2CaSO H O  P/ứ vs dd muối

CaSO4 + Na2CO3→ CaCO3 + Na2SO4

CaSO4 + BaCl2→ BaCO3 + CaCl2

Một vài nét cơ bản về n ớc cứng

 AlCl3: Chất xúc tác cho một số phản ứng hữu cơ

 Al2(SO4)3 : Phèn chua có ứng dụng làm sạch nớc, diệt khuẩn

(Al SO 2 4 3.K SO 24H O 2 4 2 ↔ KAl SO 4 2.12H O 2 )  Một số muối nhôm bị thuỷ phân tạo khí tơng ứng

Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2↓(hơi xanh )

4Fe(OH)2 +O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 ↓(nâu đỏ )

3 Muối sắt (II) :

Đa số muối Fe(II) tan trong nớc, khi kết tinh thờng

ở dạng ngậm nớc : FeSO4.7H2O, FeCl2.4H2O

Dễ bị oxihoa thành muối sắt (III) bởi các chất oxi : Thạch cao sống

: Thạch cao nung

+, P/ứ với axit: 2

2

NaOH HCl NaCl H O

OH− H+ H O

 +  → +

 + →



+, P/ứ với dd muối: ( )

( )

2

2

2NaOH CuCl Cu OH 2NaCl 2OH− Cu + Cu OH





+, P/ứ oxit axit:

2

NaOH CO NaHCO , 2NaOH CO Na CO H O

OH CO HCO (1) , 2OH CO CO H O(2)

Sản phẩm

p.ứ (1) p.ứ (1) + (2) p.ứ (2)

 Điều chế: Điện phân dd NaCl bão hoà có màng ngắn xốp

• Natri cacbonat (Na 2 CO 3 ) và Natri hidrocacbonat (NaHCO 3 )

T.chất

vật lý Ch.rắn m.trắng, độtan cao, bền với nhiệt Ch.rắn, m.trắng, tan tốt trong nớc, kém bền vs t0

Môi

trờng

Na2CO3→ 2Na+ + CO23−

2

CO −+ H O → CO + 2OH−

d2 Na2CO3 ở môi trờng kiềm

2

− +

− − −



d2 NaHCO3 lỡng tính

NaHCO Na CO NaOH

pH < pH < pH (các chất có cùng nồng độ)

p/ứ dd

axit Na2CO3 + 2HCl →

→2NaCl + H2O + CO2

NaHCO3 + HCl →

→ NaCl + H2O + CO2 p/ứ dd

bazơ Na2CO3 + Ca(OH)2→

→ CaCO3 + 2NaOH

NaHCO3 + NaOH →

→ Na2CO3 + H2O p/ứ dd

muối Na2CO3 + BaCl2→

→ BaCO3 + 2NaCl Kém

bền

2NaHCO3 → t0

0

t

→Na2CO3 + CO2 + H2O



B, Hợp chất của Canxi

 Ch.rắn màu trắng.ít tan trong nớc,rất bền với nhiệt

 Khi tan trong nớc → dd nớc vôi trong Ca(OH)2→ t/c bazơ

+, Làm quỳ tím hoá xanh, phenolphthalein hoá hồng

+, P/ứ với axit : Ca(OH)2 + H2SO4→ CaSO4 + 2H2O

2

Ca(OH) 2CO Ca(HCO ) Ca(OH) CO CaCO H O

OH− CO HCO (1)− 2OH− CO CO− H O(2)

PS: nOH− = 2.n Ca(OH)2→ áp dụng nh đối với NaOH → sản phẩm

+, P/ứ dd muối : Ca(OH)2 + MgCl2 → Mg(OH)2 + CaCl2

Canxi cacbonat Canxi hidrocacbonat

t.chất

vật lý Ch.rắn, m.trắng, k

0 tan trong nớc, không bền với nhiệt Ch.rắn, m.trắng, tan trong n-ớc, không bền với nhiệt

P/ứ vs

axit CaCO3 + 2HCl →

→CaCl2 + H2O + CO2

Ca(HCO3)2 + 2HCl →

→CaCl2 + 2H2O + 2CO2 Kém

bền CaCO3 → t0 CaO + CO2 Ca(HCO3)2 → t0

CaCO3 + CO2 + H2O p/ứ vs

→ CaCO3 + Na2CO3 + 2H2O

• Khái niệm – phân loại nớc cứng

 Nớc chứa nhiều ion Ca2+, Mg2+ đợc gọi là nớc cứng

 Nếu các ion tồn tại ở dạng muối hidrocacbonat Ca(HCO3)2

hay Mg(HCO3)2 →nớc cứng tạm thời

 Nếu các ion tồn tại ở dạng muối clorua or sunfat CaCl2 hay MgCl2 hoặc CaSO4 hay MgSO4→nớc cứng vĩnh cửu

 Nớc cứng chứa cả 2 loại trên →nớc cứng toàn phần

•Cách làm mềm nớc cứng

 Phơng pháp kết tủa

Đun nớc sôi để phân huỷ Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 thành muối cacbonat không tan lắng xuống đáy ta đợc nớc mềm Ca(HCO3)2 →t0 CaCO3 + CO2 + H2O

Mg(HCO3)2 →t 0 MgCO3 + CO2 + H2O Dùng Ca(OH)2 1 lợng vửa đủ để trung hoá muối axit kết tủa các ion Ca2+ và Mg2+ làm mất tính cứng tạm thời Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 →2CaCO3 + 2H2O Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2 →MgCO3 + CaCO3 + 2H2O Dùng Na2CO3 để làm mất tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu của nớc cứng

Ca(HCO3)2 + Na2CO3 →CaCO3 + 2NaHCO3

CaSO4 + Na2CO3 →CaCO3 + Na2SO4

 Phơng pháp trao đổi ion



C, Hợp chất của nhôm

 Ch.rắn, màu trắng, k0 tan trong nớc, bền với nhiệt, cứng  Al2O3 có tính chất lỡng tính

+, Al2O3 + 6HCl →2AlCl3 + 3H2O Hay Al2O3 + 6H+ →Al3+ + 3H2O +, Al2O3 + 2NaOH →2NaAlO2 + H2O Hay Al2O3 + 2OH – → 2

2

AlO− + H2O  Một vài p/ứ điều chế Al2O3

2Al(OH)3 →t0 Al2O3 + 3H2O 4Al(NO3)3 →t0 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2

4Al + 3O2 →t0 2Al2O3

 Chất rắn, m.trắng dạng keo, k0 tan trong nớc, kém bền vs t0

 Tính chất hoá học +, Al(OH)3 là một hidroxit lỡng tính Al(OH)3 + 3HCl →AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + NaOH →Na[Al(OH)4] +, Al(OH)3 kém bền với nhiệt 2Al(OH)3 Al2O3 + H2O  Điều chế

Al3+ + 3OH –

→ Al(OH)3

Al3+ + 3NH3 + 3H2O →Al(OH)3 + 3NH4+

Al C AlN Al S AlP

CH ↓ NH ↓ H S ↓ PH ↓



D, Hợp chất của Crom

Tớnh axit

Tớnh bazơ

Tớnh khử

Tớnh oxi húa Màu sắc

Cr2O3 ì ì ì ì Lục thẫm CrO3 ì Rất mạnh Đỏ Cr(OH)3 ì ì ì Lục xỏm

−

2 4

−

2

2 7

Crom (III) oxit :

Cr2O3 là chất rắn màu lục thẫm Cr2O3 là oxit lỡng tính tan trong axit và kiềm đặc

Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O

Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O Crom (III) hiđroxit

Là chất rắn màu xanh nhạt Cr(OH)3 là hiđroxit lỡng tính Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2 + 2H2O Cr(OH)3 +3 HCl → CrCl3 +3H2O Muối crom(III)

Vì ở trạng thái số oxihoa trung gian , ion Cr3+ trong dd vừa có tính oxihoa , vừa có tính khử

VD : 2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 +ZnCl2

2Cr3+ + Zn → 2Cr2+ + Zn2+

 Crom (VI) oxit : CrO 3

Là chất rắn màu đỏ thẫm CrO3 là một oxit axit , tác dụng với

n-ớc tạo ra axit CrO3 + H2O→ H2CrO4 ( axit cromic) CrO3 + H2O→ H2Cr2O7 ( axit đicromic) CrO3 có tính oxihoa mạnh một số chất vô cơ hữu cơ nh S,P,C,

C2H5OH bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3

 Muối crom (VI)

Các muối cromat và đicromat có tính oxihoa mạnh đặc biệt trong môi trờng axit muối crom (VI) bị khử thành muối crom(III)

K CrO 6 FeSO 7H SO 3Fe (SO ) Cr (SO ) K SO 7H O

Trong dung dịch của ion Cr2O72- (màu da cam) luôn có cả ion CrO42- (màu vàng ) ở trạng thái cân bằng với nhau

Cr2O72- + H2O ⇔ 2CrO42- +2H+



E, Hợp chất của Sắt

Tớnh bazơ

Tớnh khử

Tớnh oxi húa

Màu sắc

Fe2O3 ì ì Nõu thẫm

Fe(OH)2 ì ì Trắng xanh

I) Hợp chất của sắt (II)

1 Tính chất hoá học của hợp chất Fe(II)

Fe2+ → Fe3+ + e

hoá: 2 0 0 3

t

2 Fe Cl+ +Cl→2 Fe Cl+

Điều chế :Cho Fe ( hoặc FeO , Fe(OH)2 ) t/d HCl,

H2SO4 loãng :

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑

FeO + H2SO4 → FeSO4 + H2O

II Hợp chất sắt (III) :

ion Fe3+ có khả năng nhận 1,3 e để trở thành ion

Fe2+ hoặc Fe

Fe3+ +1e → Fe2+ ; Fe3+ + 3e → Fe Tính chất hoá học đặc trng của hợp chất Fe(III) là tính oxihoá

1 Sắt (III) oxit : Fe 2 O 3

Là chất rắn màu nâu đỏ, không tan trong nớc Có trong quặng hematit Tan trong axit mạnh :

Fe2O3 +6 HCl → 2FeCl3 + 3H2O + ở nhiệt độ cao bị CO, H2 khử thành Fe

Fe2O3 + 3CO → t0 2Fe + 3 CO2↑

+ Điều chế 2Fe(OH)3 →t0 Fe2O3 + 3H2O

2 Sắt (III) hiđroxit :

Dễ tan trong dd axit 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 +6 H2O

Điều chế : FeCl3 + 3NaOH →Fe(OH)3↓+3NaCl

3 Muối sắt (III) :

Tan trong nớc, thờng ở dạng ngậm nớc Thí dụ : FeCl3.6H2O , Fe2(SO4)3.9H2O Các muối sắt(III) có tính oxihoa,dễ bị khử thành muối sắt(II) 0 3 2

Fe 2 Fe Cl+ + →3Fe Cl+ Cho bột đồng vào dd muối sắt(III) thấy màu xanh xuất hiện màu của ion Cu2+

Cu 2 Fe Cl+ + →Cu Cl+ +2 Fe Cl+ Phản ứng của ion sắt 3+ với một số dd và ion 2Fe3+ + H2S → 2Fe2+ + S + 2H+

2Fe3+ + 3CO23− + 3H2O → 2Fe(OH)3 + 3CO2

III - Hợp kim của sắt

1)Gang

Gang là hợp kim sắt – cacbon (C chiếm từ 2% đến 5% khối lượng) và lượng nhỏ Si, Mn, P, S

–Gang trắng: cứng, giũn Chứa ớt C, rất ớt Si, nhiều

Fe3C Dựng để luyện thộp

–Gang xỏm ớt cứng và ớt giũn hơn Chứa nhiều C và

Si Dựng để đỳc cỏc vật dụng

2)Thộp

Thộp là hợp kim sắt – cacbon và một lượng rất ớt

cỏc nguyờn tố Si, Mn (C chiếm từ 0,01% đến 2% khối lượng).

–Thộp thường hay thộp cacbon chứa ớt C, Si, Mn và rất ớt S, P

–Thộp đặc biệt là thộp cú chứa thờm S, Mn, Cr, Ni,

W, V

3)Sản xuất gang, thộp

a)Sản xuất gang:

*Nguyờn tắc: Khử quặng sắt oxit bằng than cốc

trong lũ cao

*Nguyờn liệu: Quặng sắt oxit (thường là quặng

hematit đỏ Fe2O3), than cốc và chất chảy (CaCO3

hoặc SiO2)

*Cỏc phản ứng húa học xảy ra trong quỏ trỡnh luyện quặng thành gang:

-Phản ứng tạo thành chất khử CO

C + O2 →to CO2

C + CO2 →to 2CO

1 2 2

OH CO

n n

−

điện phân màng ngăn xốp

Tính chất hoá học đặc trng của hợp chất Fe(II) là tính khử

1 Sắt(II) ôxit : FeO

3FeO 10HNO+ →3Fe(NO ) +NO 5H O+

3

3FeO NO 10H + −+ + → 3Fe ++ NO 5H O +

Điều chế : Dùng H2, hay CO, khử Fe(III) oxit ở 5000C:

Fe2O3 + CO → t0 2 FeO + CO2↑

2 Sắt (II) hiđoxit : Fe(OH) 2

- Là chất rắn màu trắng hơi xanh, không tan trong nớc Trong

không khí Fe(OH)2 dễ bị oxihoa thành Fe(OH)3

-Phản ứng khử sắt oxit.

Fe2O3 + CO →to Fe3O4 + CO2

Fe3O4 + CO →to FeO + CO2

FeO + CO →to Fe + CO2

-Phản ứng tạo xỉ

CaCO3 →to CaO + CO2

CaO + SiO2 →to CaSiO3

b)Sản xuất thộp:

*Nguyờn tắc: Giảm hàm lượng cỏc tạp

chất C, S, Si, Mn, cú trong gang bằng cỏch oxi húa cỏc tạp chất đú thành oxit rồi biến thành xỉ và tỏch ra khỏi thộp



E, Hợp chất của đồng

1) Đồng (II) oxit: CuO

- L chất rắn m u đen, tác dụng với axit, oxit axit à à

- CuO + H2SO4→CuSO4 +H2O

- CuO dễ bị H2, CO, C khử thành đồng kim loại

- CuO + H2 →t0 Cu + H2O

2) Đồ ng (II) hidroxit: Cu(OH) 2

- L chà ất rắn m u xanh.không tan trong nà ớc

- Dễ tan trong các dd axit Cu(OH)2 + 2HCl à CuCl2 +2H2O

- Cu(OH)2 dễ bị nhiệt phân Cu(OH)2 →t0 CuO + H2O 3

Muối đồng (II)

- dd muối đồng có màu xanh

- Muối đồng (II) VD : CuCl2 , CuSO4 , Cu(NO3)2

Muối đồng (II) sunfat kết tinh ở dạng ngậm nớc CuSO4 5H2O → t 0 CuSO4 +5 H2O

B¶ng hÖ thèng ho¸ kiÕn thøc ho¸ häc v« c¬ trung häc phæ th«ng : nhËn biÕt c¸c hîp chÊt v« c¬ vµ h÷u c¬ TrÇn Ph¬ng Duy - §¹i häc s ph¹m Hµ Néi – Biªn so¹n

F2 Khí m.lục

nhạt H2O F2 cháy trên mặt nước 2F2 + 2H2O →4HF + O2 + Q

Cl2 Khí, m.vàng

lục, mùi xốc

Quỳ tím ẩm Quỳ hoá đỏ sau đó mất màu Cl2 + H2O →2HCl + HClO Giấy tẩm hh gồm

(KI +hồ tinh bột) Giấy chuyển màu xanh

Cl2 + 2KI → 2KCl + I2

I2 + hồ tinh bột → phức m.xanh

HF Chất không màu Thuỷ tinh (SiO2) Thuỷ tinh bị ăn mòn SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O

HCl + ddAgNO 3→ ↓màu trắng HCl + AgNO3 → AgCl + HNO3

HBr ↓màu vàng nhạt HBr + AgNO3 → AgBr + HNO3

HI ↓màu vàng đậm HI + AgNO3 → AgI + HNO3

O2 Khí, ko màu,

ko mùi, k0 vị Tàn đóm cháy dở Tàn đóm bùng cháy khi đưa vào bình đựng khí O2

SO2 Khí, ko màu,

mùi xốc hắc

2 4

ddBr ddKMnO



 Dd thuốc thử bị mất màu nếu dùng dư SO2 SO2 + Br2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4

( ) ( )22

ddBa OH ddCa OH





 Xuất hiện kết tủa trắng SO2 + Ca(OH)2dư → CaSO3 + H2O

dd H2S Kết tủa màu vàng 2H2S + SO2 →3S + 2H2O

H2S Khí, k

o màu, mùi trứng thối

2 4

ddBr ddKMnO



 Dd thuốc thử bị mất màu nếu dùng dư SO2 H2S + 4Br2 + 4H2O → 8HBr + H2SO4

dd Cu2+, Pb2+ dd xuất hiện kết tủa đen H2S + CuCl2 → CuS + 2HCl

H2S + Pb(NO3)2 →PbS +2HNO3

NH3 Khí, k0 màu,

mùi khai

Quỳ tím ẩm Quỳ tím hoá xanh NH3+ H O2 NH4++ OH− Dẫn qua CuO nung

nóng CuO chuyển từ m.đen sang m.đỏ (Cu) 2CuO +3NH3

0 t

 → 3Cu + N2 +3H2O

CO2 Khí, k0 màu,

k0 mùi, k0 vị

Quỳ tím ẩm Quỳ tím hoá màu hồng CO2+ H O2 CO23− + 2H+

( ) ( )22

ddBa OH ddCa OH





 Xuất hiện kết tủa trắng CO2 + Ca(OH)2dư → CaCO3 + H2O

CO Khí, kk0 mùi 0 màu, CuO nung nóng CuO chuyển từ màu đen sang màu đỏ (Cu) CO + CuO →t0 Cu + CO2

Cl− + ddAgNO 3→ ↓màu trắng Cl – + Ag+ → AgCl

Br−

3

ddAgNO +

→ ↓màu vàng nhạt Br– + Ag+ → AgBr Thổi khí Cl2 Xuất hiện màu đỏ nâu 2Br– + Cl2 → 2Cl – + Br2

I−

3

ddAgNO +

→ ↓màu vàng đậm I– + Ag+

→ AgI Thổi khí Cl2 Có chất màu đen tím 2I– + Cl2 → 2Cl – + I2

2

S − dd Cu2+, Pb2+ Xuất hiện kết tủa đen Cu2+ + S2− →CuS

2

3

SO −

dd Axit mạnh Xuất hiện khí mùi hắc SO23− + 2H+ → SO2+ H O2

dd Br2, KMnO4 Dung dịch bị nhạt màu SO23−+ Br2+ H O2 → SO24−+ 2Br−+ 2H+

dd chứa Ca2+,Ba2+ Xuất hiện kết tủa trắng SO23− + Ba2+ → BaSO3 3

HSO− dd axit mạnh Xuất hiện khí mùi hắc HSO3− + H+ → SO2+ H O2

2

4

SO − dd chứa Ba2+ Xuất hiện kết tủa trắng SO24− + Ba2+ → BaSO4

3

NO− dd Hđồng(Cu)+ và kim loại Có khí không màu hoá nâu trong kk, dd m.xanh

2

3Cu 8H 2NO 3Cu 2NO 4H O

+ − +

+  →

3

4

PO − dd chứa Ag+ Có kết tủa m.vàng PO34− + 3Ag+→ Ag PO3 4

2

3

2

CO − + 2H+ → CO + H O

d2Ca2+,Ba2+, Mg2+ Xuất hiện kết tủa trắng CO23− + Ba2+ → BaCO3 3

HCO− dd axit mạnh Xuất hiện khí không màu HCO3−+ H+ → CO2+ H O2

OH− Quỳ tím Quỳ tím hoá xanh, dd phenolphtalein hoá hồng

4

NH+ Kiềm mạnh Thoát khí mùi khai NH4+ + OH− → NH3+ H O2

Na+ Thử màu với lửa Ngọn lửa m.vàng

K+ Thử màu với lửa Ngọn lửa m.tím

Li+ Thử màu với lửa Ngọn lửa m.đỏ tía

Rb+ Thử màu với lửa Ngọn lửa m.đỏ máu

Cs+ Thử màu với lửa Lửa m.xanh da trời

Mg2+ Dung dịch kiềm Kết tủa trắng Mg2+ + OH – → Mg(OH)2

dd SO ,CO32− 23− Kết tủa trắng Mg2+ + CO23−→ MgCO3

SO ,CO− − Kết tủa trắng Ca2+ + CO23− → CaCO3

SO ,CO ,SO− − − Kết tủa trắng Ba2+ + SO24− → MgSO4

dd Cr O , CrO2 72− 24− Kết tủa m.vàng 2 24 4

Ba CrO BaCrO 2Ba Cr O H O 2BaCrO 2H

+ −

Al3+ Dd kiềm dư Xuất hiện kết tủa trắng keo lơ lửng sau tan dần Al3+ + 3OH–→ Al(OH)3

Al(OH)3 + OH–→ [Al(OH)4]–

Fe2+

Dung dịch màu trắng xanh

Dung dịch OH

-hay NH3

Kết tủa trắng xanh, hóa nâu đỏ trong không khí:

Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)2↓ (trắng xanh) 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓ Dung dịch thuốc

tím trong môi trường H+

Dung dịch thuốc tím bị nhạt màu

2

4

2

5Fe MnO 8H

Mn 5Fe +4H O

+ +

Dung dịch S2- Kết tủa đen, tan trong

axit mạnh Fe + S2+ 2− → FeS↓(đen)

Fe3+ Dung dịch

màu nâu đỏ

Dung dịch OH

3

Fe 3OH + + − → Fe OH ↓

dd thioxianat

3

Fe 3SCN + + − → Fe SCN (đỏ máu)

Cr3+

dd màu tím nhạt, xanh xám , lục nhạt tùy theo dạng hidrat hóa của Cr3+

Cho dung dịch

OH- từ từ đến dư

Kết tủa xanh lục, tan dần cho đến hết trong

OH- dư:

( )

3

3

3

Cr 3OH Cr OH xanh luc

Cr OH OH Cr OH

Cr OH OH CrO H O

−

−





Dung dịch CrO2− tạo lại ↓Cr(OH)3 khi đun nóng

Mn2+ Dung dịch

màu hồng

Dung dịch OH

-hay NH3

Kết tủa keo trắng, bị hóa nâu trong không khí

Mn2+ + 2OH- → Mn(OH)2↓ (trắng keo) 2Mn(OH)2 + O2 → 2MnO(OH)2↓ (nâu thẫm)

Dung dịch S

2-Kết tủa màu hồng, tan

2+ + S2- → MnS↓ (hồng) 2

4 MnO −: lục thẫm, MnO4−: tím

Sn2+ Dung dịch

không màu

Cho dung dịch

OH- từ từ đến dư

Kết tủa xanh lục, tan trong OH- dư

( )

2

2

2

2

2

Sn 2OH Sn OH xanh luc

Sn OH 2OH Sn OH

Sn OH 2OH SnO 2H O

−

−





H2S hoặc dung dịch S2- Kết tủa màu sôcôla, tan

ở HCl đặc, nóng Sn H S 2+ + 2 → SnS 2H ↓ + +

Dung dịch HgCl2 Kết tủa trắng sợi (lụa

trắng)

SnCl2 + 2HgCl2 → SnCl4 + Hg2Cl2↓(lụa trắng)

Khi SnCl2 dư, sẽ xuất hiện màu xám đen:

Hg2Cl2 + SnCl2 → SnCl4 + 2Hg↓ (xám đen)

Pb2+ Dung dịch

không màu

Cho dung dịch

OH- từ từ đến dư

Kết tủa trắng, tan trong

OH- dư

Pb2+ + 2OH- → Pb(OH)2↓ (trắng) Pb(OH)2 + 2OH- → PbO22- + 2H2O Dung dịch Cl

-hoặc SO4

2-Kết tủa trắng Pb2+ + 2Cl- → PbCl2↓ (trắng, tan khi đun sôi)

Pb2+ + 2SO42- → PbSO4↓ (trắng) Dung dịch I- hoặc

CrO4

2-Kết tủa vàng, tan khi đun sôi

Pb2+ + 2I- → PbI2↓ (vàng, tan khi đun sôi)

Pb2+ + CrO42- → PbCrO4↓ (vàng)

H2S hoặc dung dịch S2- ↓màu đen, k0 tan trong

OH-, tan ở HNO3 Pb2+ + H2S → PbS↓ + 2H+

B¶ng hÖ thèng ho¸ kiÕn thøc ho¸ häc v« c¬ trung häc phæ th«ng : nhËn biÕt c¸c hîp chÊt v« c¬ vµ h÷u c¬ TrÇn Ph¬ng Duy - §¹i häc s ph¹m Hµ Néi – Biªn so¹n

Liên kết C = C

hay − C ≡ C − dd Brom (Br2) Phai màu

nâu đỏ

CH2 = CH2 + Br2 → BrCH2 – CH2Br

CH ≡ CH + 2Br2 → Br2CH – CHBr2

Phenol

dd Brom (Br2)

Kết tủa trắng

Anilin

Hợp chất có

liên kết C = C

dd KMnO4

(dd thuốc tím)

Phai màu tím 3CH2 = CH2 + 2KMnO4 + 4H2O →

→ 3HOCH2−CH2OH + 2MnO2 + 2KOH

→ 3HOOC−COOH + 8MnO4↓ + 8KOH Ankyl benzen

Ankin có liên

kết ba đầu

mạch

dd AgNO3

trong

NH4OH (Ag2O)

Kết tủa màu vàng nhạt

R−C≡C−H + Ag[(NH3)2]OH →

→ R−C≡C−Ag↓ + H2O + 2NH3

Hợp chất có

– CH = O:

Andehit,

glucozơ,

mantôzơ

Kết tủa Ag (phản ứng tráng bạc)

R − CH = O + 2Ag[(NH3)2]OH →

→ R − COONH4 + 2Ag↓ + H2O + 3NH3↑

CH2OH−(CHOH)4−CHO + Ag2O t ,ddNH0 3

→

→t ,ddNH0 3 CH2OH−(CHOH)4−COOH + 2Ag↓

(Phản ứng nhận biết nước tiểu bệnh tiểu đường có glucozơ)

Axit fomic

HCOOH+2Ag[(NH3)2]OH →

→ (NH4)2CO3 + 2Ag↓ +H2O+2NH3

Hay: HCOOH + Ag2O  ddNH 3 →CO2 + 2Ag↓ + H2O Este formiat

H – COO – R

HCOOR+2Ag[(NH3)2]OH→

→ (NH4)2CO3 + 2Ag↓ +ROH+2NH3

Hợp chất có

nhóm –CH= O Cu(OH)2 ↓ Cu2O đỏ gạch R−CHO + 2Cu(OH)2

0 t

→ RCOOH + Cu2O↓ + 2H2O Ancol đa chức

(ít nhất 2 –OH

ở 2C kế tiếp)

Tạo dd màu xanh lơ trong suốt

CH OH Cu(OH) HOCH CH O Cu OCH 2H O

CH OH+ +HOCH →CH OH− HOCH− +

Anđehit dd NaHSO3

bảo hòa Kết tủa dạng kết tinh

R − CHO + NaHSO3 → R − CHOH − NaSO3↓

Metyl xêton

Hợp chất có H

linh động: axit,

Ancol, phenol

Na, K Sủi bọt khí không màu

2R − OH + 2Na → 2R − ONa + H2↑

2R − COOH + 2Na → 2R − COONa + H2↑

2C6H5− OH + 2Na →2C6H5− ONa + H2

Anken

dd Br2 mất màu CnH2n + Br2→ CnH2nBr2

dd KMnO4 mất màu 3CnH2n + 2KMnO4 + 4H2O →3CnH2n(OH)2+2MnO2+ 2KOH Khí Oxi sp có pứ tráng gương 2CH2 = CH2 + O2 → PdCl ,CuCl 2 2 CH3CHO

Ankin

dd Br2 Mất màu CnH2n − 2 + 2Br2→ CnH2nBr4

dd KMnO4 mất màu 3CH≡CH+8KMnO4→ 3HOOC−COOH + 8MnO4↓+8KOH AgNO3/NH3

(≡ đầu mạch)

kết tủa màu vàng nhạt

HC ≡ CH + 2[Ag(NH3)2]OH→Ag−C≡C−Ag↓+2H2O+ 4NH3

R−C≡C−H + [Ag(NH3)2]OH → R−C ≡ C−Ag↓ +H2O+2NH3

R − C ≡ C − H + CuCl + NH3→ R − C ≡ C − Cu↓ + NH4Cl

Ancol

Xuất hiện Cu (đỏ), Sản phẩm tạo thành cho pứ tráng gương

R − CH2− OH + CuO →t0 R − CH = O + Cu + H2O

R − CH = O + 2Ag[(NH3)2]OH →

→ R− COONH4 + 2Ag↓ + H2O + 3NH3

Ancol

Xuất hiện Cu (đỏ), Sản phẩm tạo thành

k0 có pứ tráng gương

R − CH2OH − R′ + CuO →t0 R − CO − R′ + Cu + H2O

Ancol

lam

CH OH Cu(OH) HOCH CH O Cu OCH 2H O

CH OH+ +HOCH →CH OH− HOCH− +

Anđehit

AgNO3 trong

NH3 ↓ Ag trắng R − CH = O + 2Ag[(NH3)2]OH

→ R − COONH4 + 2Ag↓ + H2O + 3NH3↑

Cu(OH)2

NaOH, t0 ↓ đỏ gạch RCHO + 2Cu(OH)2 + NaOH →t0 RCOONa + Cu2O+ 3H2O

dd Brom Mất màu RCHO + Br2 + H2O → RCOOH + 2HBr

Axit cacboxylic

2 3

CO − Thoát khi không màu 2R − COOH + Na2CO3→ 2R − COONa + CO2↑ + H2O

Hóa xanh Số nhóm − NH2 > số nhóm − COOH Hóa đỏ Số nhóm − NH2 < số nhóm − COOH Không đổi Số nhóm − NH2 < số nhóm − COOH

2 3

CO − ↑ CO2 2H2NRCOOH + Na2CO3→ 2H2N−R−COONa +CO2+H2O

Glucozơ

Cu(OH)2 dd xanh lam 2C6H12O6 + Cu(OH)2→ (C6H11O6)2Cu + 2H2O Cu(OH)2

NaOH, t0 ↓ đỏ gạch CH2OH − (CHOH)4 − CHO + 2Cu(OH)2 + NaOH →t0

0 t

→ CH2OH − (CHOH)4 − COONa + Cu2O↓ + 3H2O

AgNO3 / NH3 ↓ Ag trắng CH2OH − (CHOH)4 − CHO + 2Ag[(NH3)2]OH →t0

0 t

→CH2OH(CHOH)4COONH4 + 2Ag↓ + H2O + 3NH3↑

dd Br2 Mất màu CH2OH−(CHOH)4−CHO + Br2

0 t

→

0 t

→CH2OH−(CHOH)4−COOH+2HBr

Saccarozơ

C 12 H 22 O 11

Thuỷ phân sản phẩm tham gia pứtráng gương C12H22O11 + H2O → C6H12O6 + C6H12O6

Glucozơ Fructozơ

Vôi sữa Vẩn đục C12H22O11 + Ca(OH)2 → C12H22O11.CaO.2H2O Cu(OH)2 dd xanh lam C12H22O11 + Cu(OH)2 → (C12H22O11)2Cu + 2H2O

Mantozơ

C 12 H 22 O 11

Cu(OH)2 dd xanh lam C12H22O11 + Cu(OH)2 → (C12H22O11)2Cu + 2H2O AgNO3 / NH3 ↓ Ag trắng

Thuỷ phân sản phẩm tham gia pứtráng gương C12H22O11 + H2O → 2C6H12O6 (Glucozơ)

Tinh bột (C 6 H 10 O 5 ) n

Thuỷ phân sản phẩm tham gia pứtráng gương (C6H10O11)n + nH2O → nC6H12O6 (Glucozơ)

ddịch iot Tạo phức xanh tím, khi đun nóng màu xanh tím biến mất, khi để nguôi màu xanh tím lại xuất hiện

OH

2 →

+ 3Br

OH

Br

+ 3HBr

(keát tuûa traéng) 2

NH

2 →

Br

+ 3HBr

(keát tuûa traéng)

2

NH

3

CH

0

H O

4 80-100 C

+ 2KMnO

COOK

+ 2MnO +KOH+H O

3

CH

0

H O

4 80-100 C

+ 2KMnO

COOK

+ 2MnO +KOH+H O

2 2

+ 2MnO + 2H O

2

CH = CH

4 2

+ 2KMnO 4H O

2

CHOHCH OH