tổng hợp đầy đủ tất cả các phương pháp giải bài tập hóa học dành cho học sinh ôn luyện thi đại học. Với tài liệu này, bạn hoàn toàn tự tin về kì thi sắp tới của mình. chúc các bạn đạt kết tốt nhất,đỗ vào các trường mà các bạn mong muốn.
Trang 1Bảng 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 Ph-ơng 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 tr-ớc 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
ns… np… nd…
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 t-ơng 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 h-ớng chung: Dễ dàng nhận thêm 1 electron trở thành ion âm bền giống khí hiếm
0
2 5
X
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 h-ớng : 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
17 Cl
9 F
35 Br
53 I
8 O
Tính chất
vật lý
Chất khí màu vàng lục, mùi xốc, rất độc, tan vừa phải trong n-ớc,…
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 n-ớc
Tồn tại ở 2 dạng thù hình: đơn tà (S) và
tà ph-ơng (S), đều là ch.rắn, m.vàng
Tính chất hoá
học sơ l-ợc
Cl2 đóng vai trò là chất oxi hoá
hoặc chất khử Cl0 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 nh-ng kém Cl Là chất oxi hoá mạnh nh-ng 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
0
t
CaF2 (canxiflorua) 2Au + 3F2
0
t
2AuF3
Ví dụ:
Mg + Br2 MgBr2
Fe + Br2 FeBr2
Ví dụ:
2Al + 3I2 xt:H O 2 2AlI3
Ví dụ:
4K + O2
0
t
2K2O 3Fe + 2O2
0
t
Fe3O4
Ví dụ:
3S + 2Al
0
t
Al2S3
Hg + S HgS (điều kiện th-ờng)
S + O2
0
t
SO2 2SO2 + O2
0
2 5
t ,V O
2SO3
P/ứ với H2
H2 + S
0
t
H2S
P/ứ với phi kim khác
3F2 + S
0
t
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 2HI O2 cháy cùng H2 hình thành hơi n-ớc
O2 + 2H2
0
t
2H2O
O2 phản ứng với các phi kim khác
O2 + C t0 CO2 5O2 + 4P
0
t
2P2O5
O2 rất ít tan trong n-ớc
N-ớc
(H2O)
Tan vừa phải dd n-ớc clo
Cl2 + H2O 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 n-ớc t-ơng tự nh- Cl2
nh-ng khó khăn hơn
Br2 + H2O HBr + HBrO
I2 ít tan trong n-ớc , khi tan tạo dung dịch n-ớc iốt màu hồng đen
Phản ứng
hoá học
khác
Tỏc dụng với dung dịch kiềm:
Cl2
0
0
t th ư ờng
t cao
Cl2 + 2KOH KCl+KClO + H2O
3Cl 2 +6KOH
0
75
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
SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O H 2 SO 4 + 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) đ-ợc ion I–
Br2 + 2NaI 2NaBr + I2
Br2 phản ứng với các hợp chất mang tính oxi hoá
Br2 + 5Cl2 + 6H2O2HBrO3+ 10HCl
Oxi phản ứng với các hợp chất (p/ứ cháy ,p/ứ oxi hoá hoàn toàn )
C2H5OH + 3O2
0
t
2CO2 + 3H2O 2H2S + 3O2
0
t
2SO2 + 2H2O 4FeS2 + 11O2
0
t
2Fe2O3 + 8SO2
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
Trang 2Điều chế
Nguyờn tắc: Oxi hoỏ 2Cl Cl2
Trong phòng thí nghiệm MnO 2 +4HCl đặc
0
t
MnCl 2 +Cl 2 +2H 2 O 2KMnO4 + 16HCl
2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
Trong công nghiệp:
NaCl +H2O đpdd
mnx
NaOH +1
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
Nguyên tắc: oxi hoá ion Br
Bromua 2NaBr + Cl2 2NaCl + Br2
Nguyên tắc: oxi hoá ion I
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
0
t
K2MnO4 + MnO2 + O2
Trong công nghiệp:
+, Ch-ng cất phân đoạn không khí lỏng +, Điện phân n-ớc: 2H2Odp 2H2 + O2
Đốt H2Strong điều kiện thiếu oxi 2H2S + O2(thiếu)
0
t
2S + 2H2O
Dùng H2S khử CO2 2H2S + SO2
0
t
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 Ph-ơng Duy - Đại học s- phạm
Hà Nội – Biên soạn
A, Hợp chất QUAN trọng củA CáC NGUYÊN Tố NHóM HALOGEN
Hợp
chất Tính chất Ph-ơng pháp điều chế
Khí HCl ko làm đổi màu quỳ tím khô, nh-ng 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 MnO 2 +4HCl đặc
0
t
MnCl 2 +Cl 2 +2H 2 O
Trong phòng thí nghiệm NaCltinh t hể+ H2SO4đặc t0
0
t
NaHSO4 +HCl 2NaCl tinh thể + H2SO4 đặc t0
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 N-ớc giaven Or: điện phân dd NaCl k0 màng ngăn
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
0
t
2KCl + 3O2
4KClO3
0
t
3KClO4 + KCl
Cho Cl2 vào kiềm ở khoảng nhiệt độ
70 – 750C
3Cl2+6KOH
0
t
5KCl+KClO3+3H2O
H/C của Flo 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)
0
250 C
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 n-ớc, 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 HBr + HBrO
iot Hiđro
iotua
và axit
HI
Kém bền với nhiệt
2HI
0
300 C
H2 + I2
HI là một axit rất mạnh, mạnh hơn cả
HCl và HBr, có tính khử mạnh
Điều chế:
H2 + I2 2HI
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 tr-ng
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 đ-ợc ion iotua trong dung dịch: 2KI+O3+H2Ot0I2+2KOH+O2
Hiđro peoxit (H2O2)
Công thức cấu tạo của H2O2
H2O2: ch.lỏng, ko màu, tan vô hạn trong n-ớc
Tính chất hoá học +, H2O2 là hợp chất kém bền: 2H2O2 xt:MnO 22H2O + O2 +, H2O2 vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử
Tính khử của H2O2: H2O2 + KNO2 t0 H2O + KNO3
H2O2 + 2KI t0 I2 + 2KOH Tính oxi hoá của H2O2 : Ag2O + H2O2 t0 2Ag + H2O+ O2
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4
0
t
2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
Hiđro sunfua (H2S)
Chất khí ko
màu, mùi trứng thối
H2S tan trong n-ớc dd axit yếu
H2S + KOH KHS + H2O
H2S + 2KOH K2S + 2H2O
H2S có tính khử mạnh 2H2S + O2(thiếu)
0
t
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 n-ớc và axit
+, Muối của kim loại nặng PbS, CuS : ko tan trong n-ớc và axit +, Muối của ZnS, FeS,…: không tan trong n-ớc, nh-ng tan trong n-ớc H2S
Một số màu sắc đặc tr-ng: CdS :m.vàng, CuS, FeS Ag2S : m.đen kết tủa
L-u huỳnh
đioxit (SO2)
1 Tớnh oxit axit
- P/ứ với nước axit sunfurơ:
- P/ứ với dung dịch bazơ Muối + H 2 O:
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 + SO 2 CaSO 3
2 Tớnh khử (P/ứ với chất oxi hoá )
2SO2 + O2 2
0
450 500
V O C
2SO3
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)
SO + 2H S 3S + 2H O
Trong phũng thớ nghiệm:
- Đốt quặng sunfua:
2FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 2ZnS + 3O 2 2ZnO + 3SO 2 -Cho muối sunfit, hidrosunfit tỏc dụng với dung dịch axit mạnh:
Na2SO3+H2SO4 Na2SO4 +SO2+
H2O
Trong cụnh nghiệp:
- Đốt chỏy lưu huỳnh:
S + O2 t0 SO2
- Cho kim loại tỏc dụng với dung dịch
H2SO4 đặc, núng:
Cu+2H2SO4đặct0CuSO4+SO2+ H2O
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 bazơMuối + 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 t0 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
O O
H
O O
H
1 2
2
OH SO
n n
2 1
Trang 38HI + H2SO4 4I2 + H2S + 4H2O 2HI + 2FeCl3 2FeCl2 + I2 + 2HCl
Hợp
chất
khác
Muối iotua đa số đều dễ tan trong n-ớc, trừ AgI (m.vàng); PbI 2 (m.vàng)
Một số phản ứng của muối iotua 2NaI + Cl 2 2NaCl + I2 2H2SO4(đặc) + 2NaI + MnO2 Na2SO4 + MnSO4 + I2 + 2H2O
NHẬN BIẾT
ion halogen
dựng Ag+ (AgNO3) để nhận biết cỏc gốc halogenua
Ag+ + Cl- AgCl (trắng) Ag+ + Br- AgBr ¯ (vàng nhạt)
Ag+ + I- AgI ¯ (vàng đậm) I2 + hồ tinh bột xanh lam
L-u 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 O205
t
2SO3 O 2SO2
2 5 0
V O t
SO3 H O 2 H2SO4
S
Nhận biết:
Gốc SO4
được nhận biết bằng ion Ba2+, vỡ tạo kết tủa trắng BaSO4 khụng tan trong cỏc axit HNO3, HCl
Ba2+ + SO4
2– BaSO4
Trang 4Bảng 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 Ph-ơng Duy - Đại học s- phạm
Hà Nội – Biên soạn
Nhúm nitơ – Nhúm VA Nhúm Cỏcbon – Nhúm IVA Axit nitric (HNO 3 )(chất lỏng, khụng màu, bốc chỏy ở khụng khớ ẩm)
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 t0 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 + 10HNO3 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O + Cỏc kim loại Al, Fe bị thụ động trong dung dịch HNO3 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 NO3-
Vớ dụ: Cho Cu vào dung dịch chứa KNO 3 và H 2 SO 4 loóng:
Phương trỡnh điện li: KNO3 K+ + NO3- và H2SO4 2H+ + SO42- Phương trỡnh phản ứng: 3Cu + 2NO 3- + 8H+ 3Cu2+ + 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: NaNO3tinh thể + H2SO4 đặc NaHSO4 + HNO3
Trong CN: Khụng khớ N 2 NH 3 NO NO 2 HNO 3
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 :
0 t
2KNO3 t0 2KNO2 + O2
- X đứng trong khoảng từ Mg Cu: t0 oxitNO2O2
2Pb(NO3)2 t0 2PbO + 4NO2 + O2 2Cu(NO3)2 t0 2CuO + 4NO2 + O2
- X đứng sau Cu: t0 kim loại + NO2 + O2
2AgNO3 t0 2Ag + 2NO2 + O2
Nhận biết ion nitrat
Dd chứa ion Cu/ H SO 2 4
3
NO dd màu xanh + khớ NO2(m.nõu) Phương trỡnh ion thu gọn
2
2NO 4H Cu Cu 2NO 2H O
Khái quát 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
ở trạng thái kích thích, đối với ng.tố P, As, Sb, Bi do vẫn còn AOd trống nên
Tính chất
của nhóm
tớnh bazơ tăng dần
gam mol
7 N
15 P
6 C
14 Si
Silic N M 28, 0
Tính chất
vật lý
khụng vị, hơi nhẹ hơn khụng khớ
trắng
than chỡ, Cacbon vụ định hỡnh
tinh thể và silic vụ định hỡnh Tính chất hoá học
sơ l-ợc
đồng thời tớnh khử & oxi hoỏ
hoỏ
Tớnh
chất
hoỏ
học
Tớnh khử
0
3000 C
Ở đk thường cú
0
t
2P2O5
0
t
2P2O3
0
t
0
t
0
t
0
t
CO2
0
t
C + ZnO
0
t
Tớnh oxi
hoỏ
0 ,xt P
0
t
Mg3N2
0
t
2PH3
photphua kim loại
2P + 3Ca
0
t
Ca3P2
0
t
CH4
4Al + 3C
0
t
Al4C3
Điều
chế
Phũng TN NH4NO2 0
t
Dựng phản ứng
0
t
C.nghiệp
Chưng cất phõn đoạn khụng khớ lỏng
Nung hỗn hợp (photphorit, cỏt và than
C
0
t
0
t
0
t ,xt
Dựng phản ứng
0
t
Một số hợp chất quan phổ biến ứng với các nhóm nguyên tố trên
Amoniac
màu, mựi
khai
H
Khớ amoniac
a) Tớnh bazơ: NH 3 + HCl NH4Cl b) Tớnh khử:
- Tỏc dụng với oxi:
4NH3 +3O2 t0 2N2 + 6H2O 4NH3 + 5O2
0
850 / Pt
4NO + 6H2O
- P/ứ Cl2: 2NH3+3Cl2 N2 + 6HCl
- Khử một số oxit kim loại:
3CuO + 2NH3t03Cu + N2 + 3H2O
Dung dịch amoniac
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 AlCl 3 +3NH 3 +3H 2 O Al(OH) 3 +3NH 4 Cl
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)
* Trong phũng thớ nghiệm:
NH4+OH-Kiềm(rắn)NH3 +H2O 2NH4Cl(r) +CaOt0 2NH3 + CaCl2
* Trong cụng nghiệp:
N2 : chưng cất phõn đoạn kk lỏng
H2: CH4 t0 C + 2H2
- Phản ứng tổng hợp:
N2 + 3H2
0 450-500 C 200-300 (atm),Fe 2NH3
Muối Amoni
NH4
Phản ứng trao đổi ion:
NH4Cl +NaOH NaCl + NH3 + H2O
(phản ứng nhận biết muối amoni)
Muối amoni kộm bền với nhiệt
NH4Cl t0 NH3 + HCl
NH4HCO3 t0 NH3 + CO2 + H2O
Đối với cỏc gốc axit cú tớnh oxi hoỏ
NH4NO2 t0 N2 + 2H2O
NH4NO3 t0 N2O + 2 H2O
Thực hiện p/ứ giữa (NH3) và dd axit
NH 3 + H 2 SO 4 NH 4 HSO 4 2NH + H SO (NH ) SO
O
O
Trang 5Hay: NH4 + OH– NH3 + H2O
Trang 6B¶ng hÖ thèng ho¸ kiÕn thøc ho¸ häc v« c¬ trung häc phæ th«ng :c¸c nhãm nguyªn tè phi kim c¬ b¶n vµ hîp chÊt TrÇn Ph-¬ng Duy - §¹i häc s- ph¹m
Hµ Néi – Biªn so¹n
hîp chÊt tiªu biÓu chøa photpho
Axit photphoric (H 3 PO 4 )
Ch.rắn kết tinh, trong suốt, háo nước
H3PO4 là axit không bền bị phân huỷ bởi nhiệt
2H3PO4
0
200 250
H4P2O7 + H2O (axit điphotphoric)
H4P2O7
0
400 500
2HPO3 + H2O (axit metaphotphoric)
H3PO4 là một axit 3 nấc, có độ mạnh trung bình
H3PO4 + KOH KH2PO4 + H2O
H3PO4 + 2KOH K2HPO4 + 2H2O
H3PO4 + 3KOH K3PO4 + 3H2O
Điều chế:
Trong PTN: P + 5HNO3 H3PO4 + 5NO2 + H2O
Trong CN: 0
3 4 2 2 4 4 3 4
t
2 2 5
2 5 2 3 4
Muối phophat
Sơ lược một số muối photphát
Photphat trung hoà 3
4
PO : Ag3PO4,…
Hiđrophotphat 2
4
HPO : K2HPO4,…
ĐihidrophotphatH PO 2 4: NaH2PO4,… (tất cả đều tan)
Muối photphat bị thuỷ phân tạo môi trường kiềm
Na3PO4 + H2O Na2HPO4 + NaOH
Nhận biết muối photphat (ion PO34)
3
PO3AgAg PO (chất kết tủa m.vàng)
hîp chÊt tiªu biÓu chøa silic
Silic đioxit (SiO 2 )
Tồn tại ở dạng tinh thể không 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 (H 2 SiO 3 )
Chất ở dạng keo, không tan trong nước, khi đun nóng dễ bị
mất nước H2SiO3 SiO2 + H2O
H2SiO3 làmột axit yếu ( yếu hơn cả H2CO3)
Na2SiO3 + CO2 + H2O H2SiO3 + Na2CO3
Muối silicat 2
3
Dễ dàng tan trong dung dịch kiềm, chỉ muối của kim loại
kiềm mới tan trong nước theo phương trình
Na2SiO3 + 2H2O 2NaOH + H2SiO3
hîp chÊt tiªu biÓu chøa cacbon
Cacbon monoxit (CO – CTCT: C O)
Chất khí, ko màu, ko mùi, ko vị, rất độc
Tính chất hoá học
CO kém hoạt động ở nhiệt độ thường tương tự như N2
CO là oxit trung tính (oxit không tạo muối); có tính khử mạnh 2CO + O2
0 t
2CO2
CO + Cl2C COCl2 (Photphogen)
CO + CuO t0 Cu + CO2
Điều chế: Trong CN:
0
0
1500 C
t 2
C H O CO H
CO C 2CO
Trong PTN: HCOOHH SO (d) 2 5 CO + H2O
Cacbon dioxit (CO2)
Chất khí, không màu, không mùi vị, ít tan trong nước
Tính chất hoá học
CO2 không duy trì sự chấy của nhiều chất trừ của các 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 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 cách đốt than hoặc đi từ muối cacbonat: CaCO3
0
1000 C
CaO + CO2
Trong PTN: CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + CO2 + H2O
Muối cacbonat:
Sơ lược về tính tan
- Muối cacbonat: chỉ có các muối của kim loại kiềm và amoni là tan tốt trong nước (riêng Li2CO3 tan vừa phải trong nước nguội và tan ít hơn trong nước nóng) Dung dịch của các muối này trong nước có xảy ra quá trình thủy phân, nên môi trường có tính kiềm (đối với muối amoni cacbonat cũng vậy)
CO3
+ H2O HCO3
+ OH
-P/ứ với axit mạnh :
2
2
CO H HCO
CO 2H CO H O
Muối k o tan
0 t 2
- Muối hiđrocacbonat: Đa số các muối này tan được khá nhiều trong nước, nhưng kém bền, có thể bị phân hủy ngay cả khi đun nóng dung dịch:
2NaHCO3
0
t
Na2CO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2 CaCO3 + CO2 + H2O
-Muối hiđrocacbonat lưỡng tính (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 BÓN HOÁ HỌC N.tố Tên gọi CTPT Phạm vi xử dụng Tác dụng chính
Phân đạm N
Amoni clorua
Amoni sunfat
NH4Cl (NH4)2SO4
Đất ít chua hay đã được khử chua
Giúp cây phát triển nhanh, tốt lá, ra nhiều củ, …
Ure (NH2)2CO Thích hợp cho nhiều loại
Kali nitrat
Canxi nitrat
KNO3
Ca(NO3)2
Đất chua và đất mặn
Phân lân P
Canxi photphat Ca3(PO4)2 Đất chua
Thúc đẩy quá trình sinh hoá của cây, giúp cây cứng cáp, chắc hạt
Supe photphat Ca(H2PO4)2 Khử chua đất trước bón
Amophot H2 4 2 4
4 2 4
NH H PO (NH ) HPO
Phân phức hợp gồm N, P
Phân kali K
Kali clorua KCl Giúp cây hấp thụ nhiều
đạm, tăng cường khả năng chống bệnh của cây
Kali sunfat K2SO4
Kali cacbonat K2CO3
Muối của kim loại kiềm và ion NH4
là tan, còn lại kết tủa
H O
H O P O
H O
Trang 7Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :đại c-ơng kim loại và sơ l-ợc một số kim loại Trần Ph-ơng Duy - Đại học s- phạm
Hà Nội – Biên soạn
I TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI
1 Tớnh chất vật lớ:
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
t
t
FeS
t
t
t
Chỳ ý: HNO3 , H2SO4 đặc nguội khụng p/ứ với Al , Fe, Cr …
3Fe + 4H2O
0
t 570
Fe3O4 + 4H2
Fe + H2O
0
t 570
FeO + H2
Số cũn lại khụng phản ứng với nước ở bất cứ điều kiện nào
của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do
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:
III, SỰ ĂN MềN KIM LOẠI
1 Khỏi niệm:
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)
IV ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
1 Nguyờn tắc:Khử ion kim loại thành nguyờn tử
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
trong oxit ở nhiệt độ cao
t
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
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
* Điện phõn dung dịch: điều chế k.loại sau Al
Sơ l-ợc về một số nhóm kim loại và kim loại
Kim loại kiềm Kim loại kiềm thổ Nhôm gammol
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 IB chu 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 l-ợng 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 t ,t0s 0ncthấp , Khối l-ợng 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 là kim lọai mà u đỏ, dẻo, dai,dễ kéo sợi dát mỏng
Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, là KL nặng có D = 8,89 g/cm3 nhiệt độ nóng chảy cao khoảng (10830C )
Sơ l-ợc
Kim loại kiềm có tính khử mạnh:
M M+ +1e
KLK thổ có tính khử mạnh Tính khử tăng 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)
0
t
Na2O2
4 Na + O2 (kk)
0
t
2Na2O
2
2
(M O ) peoxit
KLK O
oxit (M O)
0 t 2
0 t 2
1
TQ : M O MO
2
4Al + 3O2
0
t
2Al2O3
3Fe + 2O2
0
t
Fe3O4 (oxit sắt từ) 4Cr + 3O2
0
t
2Cr2O3
2Cu + O2
0
t
2CuO
+ Phi kim
2Na + Cl2 2 NaCl
Ca + Cl2
0
t
CaCl2
Mg + S
0
t
MgS
2Al + 3 Cl2 2 AlCl3
Fe + S
0
t
Fe S2
2Fe + 3Cl2
0
t
2
3 Fe
Cl3
2Cr + 3S
0
t
Cr2S3
2Cr + 3Cl2
0
t
2CrCl3
Cu + Cl2
0
t
CuCl2
Cu + S
0
t
CuS
+ N-ớc
Na + H2O NaOH +
2
1
H2
TQ: M H O2 MOH 1H2
2
Nhớ:
2
M H OH
Ca, Ba, Sr có thể khử n-ớc bazơ
Ca +2 H2O Ca(OH)2 +H2
t
Be ko p/ứ vs n-ớc 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 n-ớc tạo ra
H2 và Fe3O4 hoặc FeO 3Fe + 4H2O
0
t 570
Fe3O4 + 4H2
Fe + H2O
0
t 570
FeO + H2
ở nhiệt độ th-ờng trong không khí tạo ra màng mỏng crom (III) oxit có cấu tạo mịn bền vững bảo vệ không cho Cr p/ứ với n-ớc
Cu không phản ứng với n-ớc ở điều kiện th-ờng
xit Không
oxihoá
KLK khử H+ của dd axit HCl, H2SO4 loãng … thành khí hiđro
2 M + 2H+ 2M+ + H2
2 2
Mg 2HCl MgCl H
2 2
TQ : M 2H M H
2Al + 6HCl 2AlCl3 + 2H2 TQ: Al + 3H+ Al3+ + 3
2 H2
Fe pứ chỉ lên đến số oxi hoá +2
Fe + 2HCl FeCl2 + H2 TQ: Fe + 2H+ Fe2+ + H
Cr +2 HCl CrCl2 + H2
Cr + 2 H2SO4 CrSO4 + H2
Cu không tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loãng
Trang 8Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :đại c-ơng kim loại và sơ l-ợc một số kim loại Trần Ph-ơng Duy - Đại học s- phạm
Hà Nội – Biên soạn
TQ: Cr + 2H+ Cr2+ + H2
Kim loại kiềm Kim loại kiềm thổ Nhôm gammol
13Al MAl 27, 0
26Fe MFe 56, 0
24Cr MCr 52, 0
29Cu MCu 64, 0
Axit 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 n-ớc tr-ớc
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 n-ớc ở đk th-ờng pứ với dd muối t-ơng tự nh- đối với kim loại kiềm
Mg : đẩy đ-ợc 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 đ-ợc 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 t0 Al2O3 + 3Cu 8Al + 3Fe3O4 t0 4Al2O3 + 9Fe
Điều chế kim
loại
Điện phân nóng chảy muối clorua của kim loại t-ơng ứng
2NaCl dpcn 2Na + Cl2
Điện phân nóng chảy hợp chất clorua t-ơng ứng
MgCl2 dpcn Mg + Cl2
Điện phân nóng chảy Al2O3 trong hỗn hợp với coriolit (Na3AlF6)
2Al2O3 Na AlF 3 64Al + 3O2
Điện phân dung dịch FeCl2 FeCl2 dp Fe + Cl2
Dùng (CO, Al, H2, ) khử oxit sắt
Fe2O3 + 3CO t0 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 t0 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 đ-ợc
Mg2+ tạo m.trắng với 2
3
2 2
2
2
Mg CO MgCO
Mg 2OH Mg(OH)
Ba2+, Ca2+tạo m.trắngvới các ion 2 2
2 2
2 2
Ba SO BaSO
Ca CO CaCO
Al3+ tạo kết tủa keo lơ lửng m.trắng trong dung dịch kiềm, nếu kiềm d- kết tủa tan dần đến hết
3
3
Al 3OH Al(OH) Al(OH) OH AlO 2H O Al(OH) OH Al OH
hoặc
3
Al 3NH 3H O Al(OH) 3NH
Fe2+ tạo màu trắng xanh với OH–,NH3
2
2
2
Fe 2NH 2H O Fe(OH) 2NH
Fe3+ tạo màu nâu đỏ với OH–,NH3
3
3
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 t-ơng tự nh- đối với Al3+
ddCu2+ có m.xanh lam đặc tr-ng
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 3 3 4
Cu(OH) 4NH Cu NH 2OH
Sơ l-ợc 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 th-ờng và nhiệt độ cao, không khử H + trong axit nh-ng p/ứ
đ-ợc với một số chất oxi hoá mạnh
3Ag+4HNO33AgNO3 +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
Kim loại có tính khử rất yếu, không
phản ứng với halogen, oxi (trừ F 2 )
F2 + 2Au 2AuF
Au không phản ứng với HNO 3 , HCl theo tỉ lệ mol bất kì mà chỉ pứ với hh
Au tạo phức với ion xianua (CN - )
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
Kim loại có tính khử mạnh yếu hơn
Al mạnh hơn Cr, Fe
2Zn + O2 t0 2ZnO
Zn + St0 ZnS
Zn + 2H+ Zn2+ + H2
Zn + 4HNO3
Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
Zn cũng là một kim loại l-ỡng tính
2H2O + Zn + 2NaOH
NaZn(OH) + H
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
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
0
t
2PbO
Pb + HCl : không p/ứ
Pb HNO 3 Pb(NO3)2 + NO
Pb + 3H2SO4
Pb(HSO4)2 + H2O + SO2
Pb + 2NaOH Na2PbO2 + H2
Trang 9Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :đại c-ơng kim loại và sơ l-ợc một số kim loại Trần Ph-ơng Duy - Đại học s- phạm
Hà Nội – Biên soạn
A, Hợp chất của Natri
Natri hidroxit (NaOH)
Ch.rắn, k0 màu, dễ hút ẩm tan tốt trong n-ớc
Tính chất hoá học: NaOH H O 2
dd bazơ
+, NaOH làm quỳ tím xanh, phenolphthalein hoá hồng
+, P/ứ với axit: 2
2
NaOH HCl NaCl H O
OH H H O
+, P/ứ với dd muối:
2
2
+, 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 )
Natri cacbonat (Na 2 CO 3 ) Natrihidrocacbonat
T.chất
vật lý
Ch.rắn m.trắng, độtan cao,
bền với nhiệt
Ch.rắn, m.trắng, tan tốt trong n-ớc, kém bền vs t 0
Môi
tr-ờng
Na2CO3 2Na + + CO32
2
3 2 2
CO H O CO 2OH
d 2 Na2CO3 ở môi tr-ờng kiềm
2
d 2 NaHCO3 l-ỡng 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
Canxi hidroxit (Ca(OH)2)
Ch.rắn màu trắng.ít tan trong n-ớc,rất bền với nhiệt
Khi tan trong n-ớc dd n-ớc 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:
2 Ca(OH) OH
n 2.n áp dụng nh- đối với NaOH sản phẩm
+, P/ứ dd muối : Ca(OH)2 + MgCl2 Mg(OH)2 + CaCl2
Canxi cacbonat và Canxi hidrocacbonat
t.chất
vật lý
Ch.rắn, m.trắng, k 0 tan trong
n-ớc, 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
0 t
CaO + CO2 Ca(HCO3)2 t0
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
Khái niệm – phân loại n-ớc cứng
N-ớc chứa nhiều ion Ca2+, Mg2+ đ-ợc gọi là n-ớc cứng
Nếu các ion tồn tại ở dạng muối hidrocacbonat Ca(HCO3)2 hay Mg(HCO3)2 n-ớc cứng tạm thời
Nếu các ion tồn tại ở dạng muối clorua or sunfat CaCl2 hay MgCl2 hoặc CaSO4 hay MgSO4 n-ớc cứng vĩnh cửu
N-ớc cứng chứa cả 2 loại trên n-ớc cứng toàn phần
Cách làm mềm n-ớc cứng
Ph-ơng pháp kết tủa
Đun n-ớc sôi để phân huỷ Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 thành muối cacbonat không tan lắng xuống đáy ta đ-ợc n-ớc mềm
Ca(HCO3)2
0
t
CaCO3 + CO2 + H2O Mg(HCO3)2
0
t
MgCO3 + CO2 + H2O Dùng Ca(OH)2 1 l-ợng 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 n-ớc cứng
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 CaCO3 + 2NaHCO3 CaSO4 + Na2CO3 CaCO3 + Na2SO4
Ph-ơng pháp trao đổi ion
C, Hợp chất của nhôm
Nhôm oxit (Al2O3)
Ch.rắn, màu trắng, k0 tan trong n-ớc, bền với nhiệt, cứng Al2O3 có tính chất l-ỡng tính
+, Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O Hay Al2O3 + 6H+ Al3+ + 3H2O +, Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O Hay Al2O3 + 2OH – 2AlO2 + H2O Một vài p/ứ điều chế Al2O3
2Al(OH)3
0
t
Al2O3 + 3H2O 4Al(NO3)3
0
t
2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
4Al + 3O2
0
t
2Al2O3
Nhôm hidroxit (Al(OH)3)
Chất rắn, m.trắng dạng keo, k0 tan trong n-ớc, kém bền vs t0 Tính chất hoá học
+, Al(OH)3 là một hidroxit l-ỡng 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
Một số muối nhôm (Al3+
)
AlCl3: Chất xúc tác cho một số phản ứng hữu cơ
Al2(SO4)3 : Phèn chua có ứng dụng làm sạch n-ớc, diệt khuẩn Al 2SO 43.K SO 24H O 2 4 2 KAl SO 42.12H O 2
Một số muối nhôm bị thuỷ phân tạo khí t-ơng ứng
D, Hợp chất của Crom
Tớnh axit
Tớnh bazơ
Tớnh khử
Tớnh oxi
2 4
2
2 7
Hợp chất crom (III) Crom (III) oxit :
Cr2O3 là chất rắn màu lục thẫm Cr2O3 là oxit l-ỡng 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 l-ỡng 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+
Hợp chất Crom (V I )
Crom (VI) oxit : CrO3
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 tr-ờng axit muối crom (VI) bị khử thành muối crom(III)
6 2
2 4 3 2 4 3 2 4 2
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
Cr2O7
+ H2O 2CrO4
2-
+2H+
E, Hợp chất của Sắt
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 n-ớc, khi kết tinh th-ờng ở dạng ngậm n-ớc : FeSO4.7H2O, FeCl2.4H2O
Dễ bị oxihoa thành muối sắt (III) bởi các chất oxi hoá: 2 Fe Cl2 2 Cl0 t0 2 Fe Cl3 3
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 tr-ng 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 n-ớc 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
0 t
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 n-ớc, th-ờng ở dạng ngậm n-ớc Thí dụ : FeCl3.6H2O , Fe2(SO4)3.9H2O Các muối sắt(III) có tính oxihoa,dễ bị khử thành muối sắt(II)
Cho bột đồng vào dd muối sắt(III) thấy màu xanh xuất hiện màu của ion Cu2+
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
Sn + 2NaOHđặc Na2SnO2 + H2
: Thạch cao sống : Thạch cao nung
2
OH CO
n n
1 2
điện phân màng ngăn xốp
Trang 10CaCO3 + CO2 + H2O p/ứ vs
bazơ
Ca(HCO3)2 + 2 NaOH
CaCO3 + Na2CO3 + 2H2O
Al3+ + 3OH – Al(OH)3
Al3+ + 3NH3 + 3H2O Al(OH)3 + 3NH4
Tớnh bazơ
Tớnh khử
Tớnh oxi húa
Màu sắc
I) Hợp chất của sắt (II)
1 Tính chất hoá học của hợp chất Fe(II)
Fe2+ Fe3+ + e Tính chất hoá học đặc tr-ng của hợp chất Fe(II) là tính khử
1 Sắt(II) ôxit : FeO
3(loang) 3 3 2
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 n-ớc Trong không khí Fe(OH)2 dễ bị oxihoa thành Fe(OH)3
–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
-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
- Là chất rắn mà u đen, tác dụng với axit, oxit axit
- CuO + H2SO4CuSO4 +H2O
- CuO dễ bị H2, CO, C khử thành đồng kim loại
- CuO + H2 t0 Cu + H2O
2) Đồng (II) hidroxit: Cu(OH) 2
- Là chất rắn mà u xanh.không tan trong n-ớc
- Dễ tan trong các dd axit Cu(OH)2 + 2HCl 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 n-ớc CuSO4 5H2O t0 CuSO4 +5 H2O
