DAP AN BÀI TẬP ĐIỀN KHUYẾT VÔ CƠ 12 - 2017

Khái niệm chung: Sự ăn mòn kim loại là sự phá hủy KL hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh.. Ăn mòn hóa học  Khái niệm: Ăn mòn hóa học là quá trình oxi hóa

ĐÁP ÁN BÀI TẬP ĐIỀN KHUYẾT HÓA VÔ CƠ 12

CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI

BÀI VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BTH - TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI

DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI I.Vị trí của kim loại trong bảng hệ thống tuần hoàn:

- IA (trừ H), IIA, IIIA (trừ B)

- IB đến nhóm VIIIB

- Họ lantan và họ actini (những nguyên tố xếp riêng ở dưới bảng)

- Một phần nhóm IVA, VA, VIA

II Cấu tạo của nguyên tử kim loại:

- Số electron lớp ngoài cùng: thường 1, 2, 3 e, dễ dàng cho đi trong các phản ứng hoá học

- Bán kính nguyên tử (so với phi kim cùng chu kì) lớn hơn

- Năng lượng ion hóa (so với phi kim cùng chu kì) nhỏ hơn

III TÍNH CHẤT VẬT LÍ

- Các tính chất vật lí chung : dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt,ánh kim

Nguyên nhân: do các electron tự do trong kim loại gâyra.

- Tính chất vật lí riêng: nặng nhất: Os ; nhẹ nhất: Li , cứng nhất: Cr , mềm nhất: Cs , dẻo nhất: Au Nhiệt độ nc cao nhất: W , nhiệt độ nc thấp nhất: Hg , dẫn điện tốt nhất: Ag

IV TÍNH CHẤT HOÁ HỌC

Tính chất hoá học chung của kim loại là: tính khử M → Mn+ + ne

1 Tác dụng với phi kim:

- Khi nung nóng, phần lớn kim loại cháy trong oxi

- Với halogen: các kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng ngay ở to thường Các kim loại khác phản ứng yếu hơn, phải đun nóng Hợp chất tạo thành là muối halogenua trong đó kim loại thường có

số oxi hóa cao nhất

Fe + Cl2 t o FeCl3 Fe + Br2 t o FeBr3 Fe + I2 t o FeI2

- (Chú ý: Hg tác dụng với S ở đk thường): dùng S để gom thủy ngân bị vun vãi

Hg + S HgS

2 Tác dụng với dung dịch axit

a Với dd HCl, H 2 SO 4 loãng Phản ứng xảy ra dễ dàng khi:

- Kim loại đứng trước H2

- Muối tạo thành phải tan

VD: Fe + 2HCl FeCl2 + H2

b với dd HNO 3 , H 2 SO 4 đặc: (trừ Pt , Au ) muối + sản phẩm khử + nước

*HNO 3

M + → muối + H2O +

3Cu + 8HNO3 (loãng) 3Cu(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O

Fe + 4HNO3 (loãng) Fe(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O

*H 2 SO 4 đặc:

M + → muối + H2O +

VD: Cu + 2H2SO4 (đặc) t0 CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O

Chú ý : HNO 3 , H 2 SO 4 đặc nguội làm thụ động hoá Al, Fe, Cr,

3 Tác dụng với nước

Ở điều kiện thường; Li , Na , K , Ca , Ba + H2O dd kiềm + H2

2Na + 2H2O  2NaOH + H2

4 Tác dụng với dung dịch Muối

KL + dd Muối → dd Muối mới + KL mới

Điều kiện

- Kim loại mạnh hơn khử ion của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do

- Kim loại không tan trong nước

- Muối tạo thành phải tan

VD: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓

Fe chất khử : Cu2+ chất oxh

V DÃY ĐIỆN HOÁ KIM LOẠI

1 Cặp oxi hóa - khử của kim loại Vd Ag+ /Ag ,Cu2+/Cu,

2 So sánh tính chất cặp oxi hóa khử: Ag+ /Ag , Cu2+/Cu, Zn2+/Zn

Tính oxh các ion: Zn2+ <Cu2+ <Ag+

Tính khử: Zn> Cu> Ag

3 Dãy điện hóa của kim loại, qui luật biến đổi tính oxi hóa và tính của ion và kim loại tương ứng

Tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần

Li + K + Ba 2+ Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ Cr 3+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Fe 3+ Hg + Ag + Au 3+

Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe 2+ Hg Ag Au

Li khi bà con nào may áo màu za cam sắt nhớ sang phố hỏi cửa sắt (3)

Tính khử của kim loại giảm dần

4 Ý nghĩa dãy điện hóa

Cho phép dự đoán chiều của pư giữa 2 cặp oxh-khử theo qui tắc α

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

Cu2+ + Fe Fe2+ + Cu Oxh

mạnh khử mạnh oxh yếu khử yếu

BÀI SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI

I Khái niệm chung: Sự ăn mòn kim loại là sự phá hủy KL hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh

M Mn+ + ne

Bản chất của ăn mòn kim loại: là quá trình oxi hóa khử

II Các dạng ăn mòn kim loại

1 Ăn mòn hóa học

 Khái niệm: Ăn mòn hóa học là quá trình oxi hóa - khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường

 Đặc điểm:

- Đặc điểm của ăn mòn hóa học là không phát sinh dòng điện (không có các điện cực) và nhiệt độ

càng cao thì tốc độ ăn mòn càng nhanh

- Sự ăn mòn hóa học thường xảy ra ở những thiết bị của lò đốt, các chi tiết của động cơ đốt trong

hoặc các thiết bị tiếp xúc với hơi nước ở nhiệt độ cao

2 Ăn mòn điện hóa

a Khái niệm: Ăn mòn điện hóa là quá trình oxi hóa – khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương

b Cơ chế và kết quả ăn mòn:

Chúng ta hãy tìm hiểu diễn biến ăn mòn một vật bằng gang (hoặc thép) trong môi trường không khí ẩm Gang thép là những hợp kim Fe-C, trong đó cực âm là những tinh thể Fe, cực dương là những tinh thể C Các điện cực này tiếp xúc trực tiếp với nhau và cùng tiếp xúc với một dung dịch điện li phủ ngoài (hơi nước trong không khí có hoà tan một số axit như CO2, SO2 , H2S ) Như vậy, vật sẽ bị ăn mòn theo kiểu điện hoá

Cơ chế ăn mòn các vật làm bằng gang – thép

Ở cực âm (tinh thể Fe): Các nguyên tử Fe bị oxi hóa thành Fe2+ Feo Fe2+ +2e

Các ion này tan vào dung dịch điện li trong đó đã có một lượng khí oxi, tại đây chúng bị oxi hóa tiếp thành Fe3+ Fe2+ Fe3+ + e Gỉ sắt là hỗn hợp các hợp chất Fe3+ có màu nâu đỏ

Ở cực dương (tinh thể C): Các ion hiđro H+ của dung dịch điện li (nếu là dung dịch axit) di chuyển đến cực dương, tại đây chúng bị khử thành hiđro tự do, sau đó thoát khỏi dung dịch điện li: 2H+ + 2e

Nước có hòa tan oxi, hoặc dung dịch chất điện li trung tính, hoặc dung dịch bazơ có thể ăn mòn điện hoá với nhiều kim loại Trong trường hợp này, ở cực dương sẽ xảy ra sự khử oxi:

2H2O + O2 + 4e  4OHˉ

Các tinh thể Fe lần lượt bị oxi hóa từ ngoài vào trong Sau một thời gian, vật bằng gang (thép sẽ bị

ăn mòn hết)

c Điều kiện ăn mòn điện hóa:

- Các điện cực phải khác chất nhau:

(có thể là cặp kim loại khác nhau, cặp kim loại - phi kim (C), cặp kim loại - hợp chất hóa học

(xêmentit Fe3C) Trong đó kim loại có tính khử mạnh sẽ là cực âm Như vậy, kim loại nguyên chất khó bị ăn mòn)

- Các điện cực phải tiếp xúc với nhau (trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn)

- Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li

II - CÁCH CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI

1-Phương pháp bảo vệ bề mặt: sơn, mạ , …

2-Dùng phương pháp điện hoá

Nguyên tắc: Gắn kim loại có tính khử mạnh với kim loại cần được bảo vệ (có tính khử yếu hơn)

VD: để bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép, người ta gắn các tấm kẽm vào phía ngoài vỏ tàu ở phần chìm trong nước biển (nước biển là dung dịch điện li) Phần vỏ tàu bằng thép sẽ giữ vai trò cực dương, không bị ăn mòn Các tấm kẽm sẽ giữ vai trò cực âm, chúng bị ăn mòn Sau một thời gian đi biển, người ta lại thay những tấm kẽm đã bị ăn mòn bằng những tấm kẽm khác

BÀI ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

I-NGUYÊN TẮC: Khử ion kim loại thành nguyên tử. M n+ + ne → M

II- PHƯƠNG PHÁP:

1 Phương pháp nhiệt luyện

a Cơ sở: Dùng các chất khử mạnh như: C, CO, H2 hoặc Al để khử các ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao

b Điều kiện: dùng điều chế những kim loại có tính khử trung bình (có thể sau Al: như: Zn , Fe ,

Sn , Pb , Cu , Hg)

VD: PbO + H2 t0 Pb + H2O

2 Phương pháp thủy luyện

a Cơ sở: Dùng kim loại có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại trong dung dịch muối

b Điều kiện: dùng điều chế những kim loại có tính khử yếu: Cu , Ag , Hg …

VD: Fe + CuSO4 Cu + FeSO4

3 Phương pháp điện phân:

a) Điện phân hợp chất nóng chảy:

+ Cơ sở: điện phân nóng chảy các hợp chất (muối, oxit, bazơ) của chúng

+ Điều kiện: điều chế những kim loại K , Ba, Ca, Na, Mg , Al

VD: 2NaCl dpnc 2Na + Cl2

2Al2O3 dpnc 4Al + 3O2

b) Điện phân dung dịch:

+ Cơ sở: khử ion kim loại bằng dòng điện

 Vai trò của nước: trước hết là dung môi hòa tan các chất điện phân, sau đó có thể tham gia trực tiếp vào quá trình điện phân:

Tại catot (cực âm) H2O bị khử: 2H2O + 2e → H2 + 2OH−

Tại anot (cực dương) H2O bị oxi hóa: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e

 Tại catot (cực âm) xảy ra quá trình khử M+, H+ (axit), H2O theo quy tắc:

Các cation nhóm IA, IIA, Al3+ không bị khử (khi đó H2O bị khử)

Các ion H+ (axit) và cation kim loại khác bị khử theo thứ tự trong dãy thế điện cực chuẩn (ion có tính oxi hóa mạnh hơn bị khử trước): Mn+ + ne → M

Các ion H+ (axit) dễ bị khử hơn các ion H+ (H2O)

 Tại anot (cực dương) xảy ra quá trình oxi hóa anion gốc axit, OH–(bazơ kiềm), H2O theo quy tắc:

Các anion gốc axit có oxi như NO3–, SO42–, PO43–, CO32–, ClO4–…không bị oxi hóa

Các trường hợp khác bị oxi hóa theo thứ tự: S2– > I– > Br– > Cl– > RCOO– > OH– > H2O

+ Điều kiện: điều chế kim loại trung bình, yếu: kim loại đứng sau Al

c) Tính lượng chất thu được ở các điện cực: m = .

A I t

n F

t: Thời gian (giây)

m: Khối lượng chất thu được ở các điện cực

A: Khối lượng mol nguyên tử (hay M)

I: Cường độ dòng điện (ampe)

CHƯƠNG VI: KIM LOẠI KIỀM, KIM LOẠI KIỀM THỔ, NHÔM

I Kim loại kiềm, kiềm thổ, Nhôm

1 Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu hình e ngtử:

Kim loại kiềm gồm: Liti (Li), Natri (Na) , Kali (K) , Rubiđi (Rb) , Xesi (Cs) , Franxi

(Fr) Thuộc nhóm IA Cấu hình electron: ns 1 đều có 1e ở lớp ngoài cùng

Li (Z=3) 1s22s 1 hay [He]2s1

Na (Z=11) 1s22s22p63s 1 hay [Ne]3s1

K (Z=19) 1s22s22p63s23p64s 1 hay [Ar]4s1

Vị trí

trong

BTH

Gồm

các

nguyên

tố

Liti (Li) Li

Natri (Na) Na

Kali (K) Không

Rubiđi (Rb) Rời bỏ

Xesi (Cs) Cộng sản

Franxi (Fr) Fáp

beri (Be) Bé magie (Mg) Mua canxi (Ca) Cá stronti (Sr) Sợ bari (Ba) Ba Radi (Ra) Rầy

Cấu

hình e

lớp

ngoài

cùng

dạng

ns 1 VD:

Li (Z=3) 1s22s 1

hay [He]2s1

Na (Z=11) 1s22s22p63s 1

Hay [Ne]3s1

K (Z=19) 1s22s22p63s23p64s 1

Hay [Ar]4s1

ns 2

Be (Z=4) 1s22s 2 hay [He]2s2

Mg (Z=12) 1s22s22p63s 2 hay [Ne]3s2

Ca (Z= 20) 1s22s22p63s23p64s 2 hay [Ar]4s2

Al (Z=13): 1s22s22p63s23p1 hay [Ne]3s23p1

Số oxi

hóa

trong

hợp

chất

2 Tính chất hóa học, phương pháp điều chế của kim loại kiềm, kiềm thổ, nhôm:

Tính khử

Khử mạnh

M → M + + e

Khử mạnh nhưng yếu hơn kim loại kiềm, mạnh hơn kim

Al

M → M 2+ + 2e

Khử mạnh yếu hơn kl kiềm, kiềm thổ

Al → Al 3+ + 3e

Tác dụng

với phi

kim

4Na + O2 → 2Na2O

2Na + Cl2 →2NaCl

2Mg + O2 → 2MgO

0

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

Tác dụng

với axit

HCl, H 2 SO 4 loãng

→ muối + H2

2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2 ↑

Với axit HCl, H 2 SO 4 loãng

→ muối + H2

Mg + 2HCl → MgCl2 + H 2

Với axit HNO 3 , H 2 SO 4 đặc

→ muối + sản phẩm khử +

H2O

4Mg + 10HNO3 (loãng) → 4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O

4Mg + 5H2SO4 (đặc) →

4MgSO4 + H2S + 4H2O

Với axit HCl, H 2 SO 4 loãng

2Al+6HCl →2AlCl3 + 3H2

Với axit HNO 3 , H 2 SO 4 đặc, nóng

Al + 4HNO3 (loãng) →

Al(NO3)3 + NO + 2H2O

2Al + 6H2SO4 (đặc) t0

Al2(SO4)3+3SO2+6H2O

Lưu ý: Al không tác dụng với HNO 3 đặc nguội

và H 2 SO 4 đặc nguội

Tác dụng

với nước

→ dung dịch kiềm + H2

2Na + 2H2O →2NaOH + H2↑

Ca, Sr, Ba + H2O →

dd kiềm + H2

Be, Mg không td với H 2 O ở đk thường

Ca + 2H2O→Ca(OH)2 + H2

Al không tác dụng với nước

dù ở nhiệt độ cao vì trên bề mặt của Al phủ kín một lớp

Al2O3 rất mỏng, bền

Tác dụng

với dd

kiềm

2Al + 2NaOH + 2H2O→ 2NaAlO2 + 3H2 ↑

Tác dụng

với dd

muối

KL tác dụng được với nước ở đk thường: IA, Ca Sr, Ba + dd

muối thì

+ Kim loại + nước → dung dịch kiềm + hiđro

+ Sau đó kiềm + dung dịch muối

(phản ứng chỉ xảy ra nếu sau phản ứng có kết tủa, bay hơi

hoặc điện ly yếu)

Al đẩy được kim loại đứng sau

ra khỏi dung dịch muối của chúng:

2Al+3CuSO 4 → Al 2 (SO 4 ) 3 +3Cu

Tác dụng

với oxit

kim loại

Phản ứng nhiệt nhôm 2Al+Fe2O3→Al2O3+2Fe

Phương

pháp

điều chế

Nguyên tắc: Khử ion kim

loại kiềm thành nguyên tử

Phương pháp: đpnc muối

halogen hoặc hiđroxit của

chúng

Sản xuất

- Nguyên liệu:

quặng boxit (Al2O3.2H2O)

- Phương pháp: điện phân nhôm oxit nóng chảy 2Al2O3 dpnc 4Al + 3O2

II.Hợp chất của kim loại kiềm: (Giảm tải)

Tính chất

III Hợp chất của kim loại kiềm thổ:

Ca(OH) 2

Ca(OH)2 vôi tôi

Ca(OH)2 rất mịn trong nước: vôi

sữa

CaCO 3

Đá vôi

Canxisunfat (thạch cao)

Tính

chất

Tác dụng với axit:

Ca(OH)2 + 2HCl →CaCl2 + 2H2O

Tác dụng với oxit axit:

Ca(OH)2+CO2→CaCO3↓+ H2O

(nhận biết khí CO2)

+ Tác dụng với dung dịch muối:

Ca(OH)2 + Na 2 CO3→CaCO3↓+

2NaOH

Phản ứng phân hủy:

CaCO3 t0 CaO+CO 2

Phản ứng với axit mạnh:

CaCO3+2HCl

→ CaCl2 + CO 2 + H 2 O

Phản ứng với nước có CO2 CaCO3+H2O+CO2→Ca(HCO3)2

Thạch cao sống CaSO4.2H2O

Thạch cao nung CaSO4.H2O

Thạch cao khan CaSO4

Ứng

dụng

Thạch cao nung:

đúc tượng, bó bột, gãy xương

IV.Hợp chất của Nhôm:

Tính chất

Là oxit lưỡng tính

Tác dụng với axit:

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Tác dụng với dung dịch kiềm:

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

Là hidroxit lưỡng tính

Tác dụng với axit

Al(OH)3+3HCl→

AlCl3 + 3H2O

Tác dụng với dung dịch kiềm:

Al(OH)3 + NaOH→

NaAlO2 + 2H2O

phèn chua:

K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay KAl(SO4)2.12H2O

3↓ + 3NH4Cl

Hay: AlCl3 + 3NaOH→ Al(OH)3 + 3NaCl

Nhận biết

Al 3+

Cách nhận biết ion Al3+trong dung dịch:

+ Thuốc thử: dung dịch NaOH dư + Hiện tượng: kết tủa keo trắng xuất hiện sau đó tan trong NaOH dư

V Nước cứng:

1 Khái niệm:

+ Nước cứng là nước có chứa nhiều ion nhiều ion Ca2+ và Mg2+ được gọi là nước cứng

VD: Nước sông, suối, ao, hồ, giếng,…

+ Nước có chứa ít hoặc không chứa các ion trên gọi là nước mềm

VD: Nước mưa, nước cất

2 Phân loại nước cứng:

+ Nước cứng tạm thời: là nước cứng có chứa anion: HCO3−

VD: Nước có chứa muối Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2

+ Nước cứng vĩnh cữu: là nước cứng có chứa các anion SO42−, Cl− hoặc cả 2

VD: Nước có chứa muối CaCl2, CaSO4,

+ Nước cứng toàn phần: Là nước cứng chứa cả tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cữu

3 Cách làm mềm nước cứng:

* Nguyên tắc: làm giảm nồng độ ion Ca2+, Mg2+ trong nước cứng bằng cách chuyển 2 ion tự do này vào hợp chất không tan hoặc thay thế chúng bằng những cation khác

a/ Phương pháp kết tủa:

Đối với nước cứng tạm thời:

* Đun sôi: M(HCO3)2 0

t MCO3  + CO2 + H2O lọc bỏ kết tủa được nước mềm

* Dùng Ca(OH)2 vừa đủ: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2→ CaCO3 + 2H2O

Đối với nước cứng vĩnh cữu và toàn phần: dùng các dung dịch Na2CO3 (hoặc Na3PO4) để làm mềm nước

M2+ + CO32- → MCO3 ↓ M2+ + 2PO43- → M3(PO4)2 ↓

b/ Phương pháp trao đổi ion: cho nước cứng đi qua chất trao đổi ion (ionit),chất này hấp thụ

Ca2+, Mg2+, giải phóng Na+, H+ → nước mềm

CHƯƠNG VII: SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI KHÁC

I Sắt (Fe):

1 Vị trí và cấu tạo Fe

- Fe có số hiệu nguyên tử 26, Chu kì 4 , Nhóm VIIIB

- Cấu hình e: Fe (Z=26): 1s22s22p63s23p63d64s2 hay [Ar]3d64s2

→ Cấu hình e ion Fe2+

: [Ar]3d6, Fe3+: [Ar]3d5

- Trong hợp chất, sắt có số oxi hoá là +2, +3, +8/3

2 Tính chất vật lí

Tính chất đặc biệt của sắt so với kim loại khác là: có tính nhiễm từ khí bị nam châm hút

3 Tính chất hoá học

- Sắt là một kim loại có tính khử trung bình Fe có thể bị oxi hoá thành Fe+2 hoặc Fe+3 tuỳ thuộc vào chất oxi hoá tác dụng với Fe

a Tác dụng với phi kim

- Tác dụng với O2 : Sắt cháy sáng trong không khí:

3Fe + 2O2

o

t

Fe3O4

- Fe tác dụng với phi kim khác

2Fe + 3Cl2 o

t

 2FeCl3

Fe + S o

t

 FeS

b.Tác dụng với axit

* Với axit HCl, H2SO4 loãng→ muối sắt (II) + H2

VD: Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑ Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

* Với HNO3, H2SO4 đặc: →muối sắt (III)

Chú ý: Fe bị thụ động (không tan) trong dd axitHNO3 đặc nguội, H2SO4 đặc nguội

VD: Fe + 4HNO3 loãng dư Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O

2Fe + 6H2SO4 đ, nóng dư  Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

c Tác dụng với dd muối (đk Fe khử được ion của các kim loại đứng sau nó)

VD: Fe + CuCl2  FeCl2 + Cu

II Hợp chất sắt (II):

gồm dd muối, hidroxit, oxit

1 Tính chất hoá học chung của hợp chất sắt (II):

- Hợp chất sắt (II) tác dụng với chất oxi hoá sẽ bị oxi hoá thành hợp chất sắt (III) Trong pư hoá học ion Fe2+ có khả năng cho 1 electron: Fe2+  Fe3+ + 1e

 Tính chất hoá học chung của hợp chất sắt (II) là tính khử (dễ bị oxi hóa)

Tính chất khi tác dụng với HCl hay H 2 SO 4

loãng tạo muối sắt (II)

FeO+2HCl→FeCl 2 +H 2

khi tác dụng với HCl hay

H 2 SO 4 loãng tạo muối sắt (II)

Fe(OH) 2 +2HCl→FeCl 2 +2H 2 O

Điều chế