bai soan hoa hoc 12 hoc ki 2

Để đo thế điện cực chuẩn kim loại người ta lắp pin điện hĩa gồm một điện cực chuẩn kim loại đĩ với điện cực chuẩn hidro, suất điện động của pin là thế điện cực chuẩn của kim lọai đĩ 2..

Bài 19 KIM LOẠI VÀ HỢP KIM

A KIM LOẠI:

I VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN

Nhóm IA trừ hiđrô và IIA

Nhóm IIIA trừ Bo và một phần của các nhóm IVA, VA

Các nhóm B từ IB đến VIII B

Họ lantan và actini, được xếp riêng thành hai hàng ở cuối bảng

Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại đều có ít electron ở lớp ngoài cùng (

1, 2, 3 e)

VD Na: 1S2 2S2 2P6 3S1 ( 2 / 8 / 1)Mg: 1S2 2S2 2P6 3S2 ( 2 / 8 / 2) Al: 1S2 2S2 2P6 3S2 3P1 ( 2 / 8 / 3)Trong cùng chu kì, nguyên tử của nguyên tố kim loại có bán kính nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với nguyên tử của nguyên tố phi kim

II TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI:

1 Tính dẻo:

Khi tác dụng một lực đủ mạnh lên một vật bằng KL nó bị biến dạng.

Nguyên nhân: Khi tác dụng một lực thì các mạng tinh thể trượt lên nhau, nhưng nhờ các e tự do chuyển động qua lại giữa các lớp mạng mà chúng không tách rời nhau

2 Tính dẫn điện:

- Nối đầu KL với 1 nguồn điện thì kim loại cho dòng điện chạy qua.

Do các e tự do chuyển động thành dòng

Lưu ý:

+ Các KL khác nhau thì chúng dẫn điện khác nhau.

+ Khi nhiệt độ càng cao thì khả năng dẫn điện càng giảm

* Tính chất vật lý riêng của kim loại:

1- Khối lượng riêng: Các KL có tỷ khối khác nhau (nặng, nhẹ khác nhau)

D < 5g/cm3 kim loại nhẹ VD: K, Na, Mg, Al

D>5g/cm3 kim loại nặng VD: Fe, Pb, Ag

2- Tính cứng: Các kim loại có độ cứng khác nhau

- Kim loại mềm: Na, K

- Kim loại cứng: Cr, W

3- Nhiệt độ nóng chảy: Các kim loại có nhiệt độ nóng chảy khác nhau

VD: t0nc W = 34100C

t0nc Hg = -390C

Nguyên nhân do: R ≠ và Z + khác

III- TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI:

Kim loại dễ nhường e : M - ne = M n+ → kim loại thể hiện tính khử mạnh nên

tác dụng với chất oxi hóa (PK, dd axit, dd muối)

1- Tác dụng với PK: (O2, Cl, S, P )

a- Với oxi → ôxit KL : 4M + nO2→ 2M2On

VD: 2Al + 3/2 O2 = Al2O3

Tác dụng với phi kim khác → Muối không có Oxy

Cu + Cl2 = CuCl2

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2- Tác dụng với axit:

Axit thông thường: HCl, H2SO4

Lưu ý: Trừ Au, pt

- Kim loại trong muối có mức OXH cao nhất

- Fe, Al, Cr không tác dụng HNO3, H2SO4 đặc nguội

- HNO3 đặc → NO2

VD: Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

3- Tác dụng với dung dịch muối:

a- TN: Cho Fe + dd CuSO4

Hiện tượng: Cu có màu đỏ bám vào Fe

Dung dịch có màu xanh lụcPTPU: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu

b- TN: Cu + dd AgNO3

Hiện tượng: Ag tạo thành bám vào Cu

Dd có màu xanh thẩm

PTPU: 2AgNO3 + Cu = Cu(NO3)2+ 2Ag

2Ag+ + Cu = Cu2+ + 2Ag

Nhận xét:

Kim loại đứng trước có thể đẩy kim loại đứng sau ra khỏi dung dịch muối của nó

Lưu ý: Trừ kim loại tác dụng được với nước như: Na; K; Ca; Ba

4 Tác dụng với nước

Những kim loại có tính khử mạnh như Na, K, Ca, Ba Khử H2O dể dàng ở nhiệt độ thường: Hyđrôxit + H2↑

Na + H2O = NaOH + ½ H2↑

Một số kim loại có tính khử kém hơn những kim loại trên như Zn, Fe… Khử H2O

ở nhiệt độ cao:

- Thép là hợp kim sắt và cacbon

- Đuyra là hợp kim nhôm và đồng, mangan, magiê, silic

II TÍNH CHẤT CỦA HỢP KIM:

Tính chất hợp kim phụ thuộc vào thành phần các đơn chtá tham gia cấu tạo mạng tinh thể của hợp kim:

- Hợp kim không bị ăn mòn: Fe-Cr-Mn ( thép inoc)

- Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-Cr-W-Fe

III ỨNG DỤNG CỦA HỢP KIM: (sgk)

Pin Cu 2+ /Cu Zn 2+ /Zn

H + /H 2

M n+ /M

I- KHÁI NIỆM VỀ CẶP OXI HĨA KHỬ CỦA KIM LOẠI

Nguyên tử kim loại dể dàng nhường e trở thành ion kim loại, ngược lại ion kim loại có thể nhận electron trở thành nguyên tử kim loại:

II- PIN ĐIỆN HĨA

1 Khái niệm về pin điện hĩa, suất điện động của pin

a) Khái niệm về pin điện hĩa

Nhúng lá Zn vào cốc chứa 50 ml dung dịch ZnSO4 1M

Nhúng lá Cu vào cốc chứa 50 ml dung dịch CuSO4 1M

Nối 2 dung dịch bằng một ống hình chữ U đựng dung dịch NH4NO3 (hoặc KNO3) Ống này được goị là cầu muối Thiết bị như trên được gọi là pin điện hĩa, vì nối 2 lá kim loại bằng dây dẫn thì cĩ dịng điện chạy qua

b) Cơ chế phát sinh dịng điện trong pin điện hĩa

+ Trong cầu muối : NH4+ chuyển sang cốc CuSO4 , ion NO3- chuyển sang cốc ZnSO4

)Phương trình ion thu gọn xảy ra trong pin

Zn + Cu2+  Zn2+ +Cu

d) Suất điện động chuẩn của pin điện hĩa

E0 = E0 – E0

III- THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI

1 Điện cực chuẩn kim loại: Kim lọai M nhúng vào dung dịch Mn+ với [Mn+] = 1M gọi là điện cực chuẩn kim loại Để đo thế điện cực chuẩn kim loại người ta lắp pin điện hĩa gồm một điện cực chuẩn kim loại đĩ với điện cực chuẩn hidro, suất điện động của pin là thế điện cực chuẩn của kim lọai đĩ

2 Điện cực chuẩn hidro: (xem SGK)

Qui ước thế điện cực chuẩn hidro bằng khơng vơn E0 = 0,00 V

IV- DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI: (XEM SGK)

V- Ý NGHĨA CỦA DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI

1.So sánh tính oxi hĩa – khử:Trong dung mơi nước , thế điện cực chuẩn của kim loại E0

càng lớn thì tính oxi hĩa của Mn+ càng mạnh và tính khử của M càng yếu

2.Xác định chiều của phản ứng oxi hĩa–khử

3 Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hĩa

Vd: Suất điện động chuẩn của pin điện hĩa

pin luôn luôn > 0

-Sơ đồ pin : Cực (+): bên phải

Na+, Cl

2Na + +2e2Na 2Cl -  Cl 2 +2e

Phương trình điện phân:

2NaCl –đpnc-> 2Na + Cl2

2 Khái niệm sự điện phân (sgk)

II Sự điện phân các chất điện li

1 Điện phân chất điện li nóng chảy (sgk)

2 Điện phân dung dịch chất điện li trong nước

a.) Điện phân dung dịch CuSO4 với các điện cực trơ ( graphit) (sgk)

b.) Điện phân dung dịch CuSO4 với anot đồng (anot tan)

III Ứng dụng của sự điện phân(sgk)

Chú ý khi viết quá trình điện phân dung dịch:

Catot: cation cĩ tính oxh mạnh và trung bình bị khử trước sau đĩ tới nước.

Anot: ưu tiên anion cĩ tính khử mạnh

Bài 23: SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI

I.KHÁI NIỆM:

Ăn mịn kim loại là sự phá hủy kim loại do tác dụng của các chất trong mơi trường

Kim loại bị oxi hĩa thành các ion dương kim loại

2.Ăn mịn điện hĩa học :

a Khái niệm về ăn mịn điện hĩa :

b Điều kiện xảy ra ăn mịn điện hĩa

-Các điện cực phải khác chất nhau

-các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau

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

c.Ăn mịn điện hĩa học hợp kim của sắt trong khơng khí ẩm:Gang thép là hợp kim Fe- C Cực âm: Fe →Fe2+ + 2e

2 phương pháp điện hĩa:

phương pháp bảo vệ điện hĩa là dùng một kim loại làm vật hi sinh để bảo vệ vật liệu kim loại

Bài 24: ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

I.Nguyên tắc điều chế kim loại :

Khử ion kim loại thành kim loại tự do Mn+ + ne → M

II.Phương pháp điều chế kim loại :

1.Phương pháp thủy luyện:

-Dùng kim loại cĩ tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại cần điều chế

-VD: từ quặng sun fuaAg2S

Ag2S + 4NaCN → Na[Ag(CN)2] + Na2S

2Na[Ag(CN)2] + Zn → Na2[Zn(CN)4] + 2Ag

-phương pháp này dùng điều chế các kim loại có tính khử yếu…

2.Phương pháp nhiệt luyện:

- Dùng chất khử như CO,H2,C,Al để khử ion kim loại ra khỏi oxit ở nhiệt độ cao

- Vd: từ FeS2 ; ZnS.Viết các phương trình phản ứng điều chế Fe,Zn

4FeS2+ 11O2→2Fe2O3 + 8O2

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2

-phương pháp nhiệt luyện dùng điều chế các kim loại đứng sau Al

3.Phương pháp điện phân

-Dùng dòng điện một chiều để khử các ion kim loại

-Phương pháp điện phân điều chế hầu hết các kim loại

* Điện phân nóng chảy:dùng điều chế các kim loại từ Al trở về trước

- Điện phân nóng chảy 2Al2O3 → 4Al + 3O2

- Điện phân nóng chảy muối halogenua,hidroxit của kim loại nhóm IA,IIA

2MCln → 2M + nCl2

4M(OH)n→4M+nO2+2nH2O

* Điện phân dung dịch :dùng điều chế các kim loại đứng sau Al bằng cách điện phân

dung dịch muối của chúng

Vd : điều chế Zn từ dung dịch ZnSO4

m: khối lượng chất thu được: n:số e cho ,nhận

b – Phản ứng xảy ra ở các điện cực trong thiết bị điện phân:

- Ở catot (cực - ) xảy ra sự khử, chất có tính oxi hóa mạnh hơn dễ bị khử

- Ở anot (cực + ) xảy ra sự oxi hóa, chất có tính khử mạnh hơn dễ bị oxi hóa

- Nếu anot (cực + ) không trơ thì anot tan ( mòn)

2 – SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI

a-Sự ăn mòn hóa học và sự ăn mòn điện hóa

- Giống nhau: Bản chất sự ăn mịn hĩa học và sự ăn mịn điện hĩa là phản ứng oxi hĩa – khử.

- Khác nhau: Trong ăn mịn hĩa học khơng hình thành dịng điện trong ăn mịn điện hĩa

cĩ hình thành dịng electron ( các e được di chuyển thành dịng, từ cực âm đến cực dương

⇒ tạo pin điện hĩa )

b- Chống ăn mịn kim loại

- Biện pháp bảo vệ bề mặt: sơn, tráng, mạ, bơi dầu mỡ, phủ chất dẻo, … lên bề mặt kim loại

- Biện pháp bảo vệ điện hĩa: dùng kim loại cĩ tính khử mạnh hơn để bảo vệ ( dùng anot tan )

3 – PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

- Phương pháp thủy luyện: để điều chế các kim loại cĩ tính khử yếu như Cu, Hg, Ag, Au,

- Phương pháp nhiệt luyện: để điều chế các kim loại cĩ tính khử trung bình và yếu như

Zn, Fe, Sn, Pb, Cu, …

- Phương pháp điện phân:

+ Điện phân chất điện li nĩng chảy ( muối, bazơ, oxit) để điều chế các kim loại cĩ tính khử mạnh như K, Na, Ca, Al

+ Điện phân dung dịch chất điện li ( dung dịch muối) để điều chế kim loại cĩ tính khử yếu và trung bình như Zn, Fe, Sn, Pb, Cu, Hg, Ag, …

Bài 28: KIM LOẠI KIỀM

I) VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO:

1) Vị trí của kim loại kiềm trong bảng tuần hoàn

- Nằm ở đầu mỗ chu kì( trừ chu kì 1)

- gồm :Li,Na,K,Rb,Cs và Fr

2 ) Cấu tạo và tính của kim loại kiềm:

Bảng 6.1 một số đại lượng đặc trưng của kim loại kiềm

- Cấu hình electron: nguyên tố s, lớp ngoài cùng có 1 e , ở phân lớp ns1 So với những eltron khác trong nguyên tử thì ns1 ở xa hạt nhân nguyên tử nhất , do đó dễ tách khỏi nguyên tử

- Các cation M+ của kim loại kiềm có cấu hình electron của khí hiếm đứng trước

Năng lượng ion hóa I2 của các kim loại kiềm lớn h7n năng lượng ion hóa I1

nhiều lần ( từ 6 đến 14 lần) Vì vậy trong các phản ứng kim loại kiềm và nhường 1 e

- Số oxi hó a: +1

-Thế điện cực chuẩn âm

1) Nhiệt độ nóng chảy:

Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp hơn kim loại khác , do liên kết kim loại trong tinh thể mạng kim loại kiềm kém bền vững.

2) Khối lượng riêng :

Khối rượng riêng nhỏ do cấu tạo mạng tinh thể kém đặc khít

3) Tính cứng:

Các kim loại kiềm mềm do liên kết kim loại trong mạng tinh thể yếu

III) Tính chất hóa học:

Các nguyên tử kim loại kiềm đều có năng lượng ion hóa I1 thấp thế điện cực chuẩn E0

có giá trị âm Vì vậy kim loại kiềm có tính khử rất mạnh

M > M+ +e

1) Tác dụng với phi kim:

a) Tác dụng với oxi: 2Na + O2 -> Na2O2

4Na + O2 > 2Na2Ob) Tác dụng clo: 2K + Cl2 -> 2KCl

2) Tác dụng axit: 2Li + 2HCl -> 2LiCl + H2

2M + 2H+ -> 2M+ + H2

3) Tác dụng với nước:2K + 2H2O -> 2KOH + H2

Dạng tổng quát:2M + 2H2O -> 2MOH dư+ H2

IV Ứng dụng và điều chế:

1) Ứng dụng:

-Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp

-Các kim loại Kali và Natri dùng làm chất trao đổi nhiệt trong lò phản ứng hạt nhân -Hợp kim Li-Al siêu nhẹ dùng trong hàng không

-Xs được dùng làm tế bào quang điện

-Kim loại kiềm được dùng nhiều trong tổng hợp hữu cơ

2) Điều chế:

-Điều chế bằng cách khử ion của chúng: M+ + e > M

-Điện phân nóng chảy NaCl : 2NaCl -> Na + Cl2

+ ở catot(cực âm) xảy ra sự khử Na+ thành Na: Na+ +e > Na

+ ở anot ( cực dương) xảy ra sự oxi hóa ion Cl- thành Cl2: 2Cl

í nh ch ấ t c ủ a dung d ị ch ki ề m :

-là bazơ mạnh tan trong nước và phân li hoàn toàn thành Na+ và OH-

-Làm quỳ tím chuyển sang màu xanh.

- Tác dụng với axit: NaOH+HCl →NaCl+H2O

-Tác dụng với oxit axit:

*muối axit: CO2 +NaOH →NaHCO3

*muối trung hoà: CO2+ 2NaOH →Na2CO3+H2O

Chú ý: Trường hợp 1: 2

- Cho bay hơi dung dich →NaCl kết tinh trước

II Natrihi đ rcacbonat v à natricacbonat

1 Natri hiđrocacbonat: NaHCO 3

+ Bị phân huỷ ở t0 cao :

2 2

3 2 3

2NaHCO →Na CO +H O+CO ↑

+Tính lưỡng tính :

↑ + +

→

+ +

−

2 2

2 Natri cacbonat ( xô đa ): Na 2 CO 3

+ Dễ tan trong nước

+ Bền với nhiệt độ < không bị nhiệt phân >

+T/d với axit, với dung dịch muối, dung dich kiềm

BÀI 30: KIM LOẠI KIỀM THỔ

I.Vị trí và cấu tạo:

1 Vị trí của KLKTtrong bảng tuần hồn:

- Thuộc nhĩm Iia , gồm: Be, Mg, Ca, Sr, Ba và Ra(px)

- Trong mỗi chu kì đứng sau KLK

2 cấu tạo của KLK thổ:

KLK thổ cĩ tính khử mạnh, yếu hơn KLK Tính khử tăng dần từ Be  Ba

1.Tác dụng với phi kim:

- Khi đốt nĩng, KLK thổ pư với oxi(cháy)

- Kim loại Be tạo ra những hợp kim bền, cĩ tính đàn hồi cao

- Kim loai Mg tạo ra hợp kim nhẹ ,bền

I.Một số tính chất chung của hợp chất KLKT.

1.Tính bền đối với nhiệt: các muối nitrat,cacbonat, hidroxit của KLKT bị phân huỷ khi đun nóng

- là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước

- dung dịch Ca(OH)2 (nước vôi trong) là một bazơ mạnh

- là chất rắn màu trắng không tan trong nước

- là muối của axit yếu nên pư với những axit mạnh hơn

3.Canxi sunfat: CaSO4

- là chất rắn, màu trắng , ít tan trong nước

- tuỳ theo lượng nước kết tinh mà ta có 3 loại:

CaSO4.2H2O: thạch cao sống

2CaSO4 H2O: thạch cao nung

CaSO4 : thạch cao khan

2CaSO4 2H2O  2CaSO4.H2O + 3 H2O

* ứng dụng:

Bài: NƯỚC CỨNG

I Nước cứng:

- Nước có vai trò cực kì quan trọng đối với đời sống con người và sản xuất

- Nước thường dùng là nước tự nhiên có hoà tan một số hợp chất của canxi, magie như: Ca(HCO3)2 , Mg(HCO3)2 , CaSO4, MgSO4, CaCl2  vì vậy nước tự nhiên

có chứa các ion Ca2+, Mg2+

• Nước có chứa nhiều ion Ca2+, Mg2+ gọi là nước cứng nước có chứa ít hoặc không chứa các ion trên gọi là nước mềm

II Phân loại nước cứng:

Tuỳ thuộc vào thành phần anion gốc axit có trong nứơc cứng, chia làm 2 loại:

1 Nước cứng tạm thời: là nước cứng có chứa anion HCO3- ( của các muối Ca(HCO3)2 , Mg(HCO3)2 )

2 Nước cứng vĩnh cữu: là nước cứng có chứa các ion Cl-, SO42- hoặc cả 2 ( của các muối CaCl2, CaSO4, MgCl2 )

III Tác hại của nước cứng:GV đàm thoại với học sinh các tác hại của nước

cứng

IV. 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

 có 2 phương pháp:

1 Phương pháp kết tủa:

a) Đối với nước cứng tạm thời:

- Đun sôi trước khi dùng

M(HCO3)2  MCO3  + CO2 + H2O

lọc bỏ kết tủa được nước mềm

- Dùng nước vôi trong vừa đủ:

M(HCO3)2 + Ca(OH)2 MCO3 + CaCO3 + 2H2O

b) Đối với nước cứng vĩnh cữu:

- Trong chu kì Al đưng sau Mg, trước Si

- Trong nhóm IIIA: Al đưng sau B

2 Cấu tạo của nhôm:

- Là nguyên tố p, có 3 e hoá trị Xu hướng nhường 3 e tạo ion Al3+

Al  Al3+ + 3e

[Ne]3s23p1 [Ne]

to

- Trong hợp chất nhôm có số oxi hoá +3

vd: Al2O3, AlCl3

- Cấu tạo đơn chất : LPTD

II Tính chất vật lí của nhôm (sgk)

 Al khử ion H+ trong dung dịch axit thành hidro tự do

b) Với dung dịch HNO3, H2SO4 đặc:

- Al không pư với HNO3 đặc nguội, H2SO4 đặc nguội

- Với các axit HNO3 đặc nóng, HNO3 loãng, H2SO4 đặc nóng: Al khử được N và +5

6

+

S xuống những mức oxi hoá thấp hơn.

Al + 6HNO3 đ  Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

4 Tác dụng với oxit kim loại:

- ở nhiệt đọ cao, Al khử được nhiều ion kim loại kém hoạt dộng hơn trong oxit ( FeO, CuO, .) thành kim loại tự do

2 Sản xuất : Qua 2 công đoạn:

công đoạn tinh chế quặng boxit

công đoạn đpnc Al2O3

- Là chất rắn màu trắng, không tan và không tác dụng với nước.ton/c > 2000oC

- Trong vỏ quả đất, Al2O3 tồn tại ở các dạng sau:

+ Tinh thể Al2O3 khan là đá quý rất cứng: corinddon trong suốt, không màu

+ Đá rubi(hồng ngọc): màu đỏ

+ Đá saphia: màu xanh

2 Tính chất hoá học:

a) Al 2 O 3 là hợp chất rất bền:

- Al2O3 là hợp chất ion, ở dạng tinh thể nó rất bền về mặt hoá học, ton/c = 2050oC

- Các chất: H2, C, CO, không khử được Al2O3

b) Al 2 O 3 là chất lưỡng tính:

- Tác dụng với axit mạnh:

Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3 H2O

Al2O3 + 6H+  2Al3+ + 3 H2O

 Có tính chất của oxit bazơ

- Tác dụng với các dung dịch bazơ mạnh:

AL2O3 +2NaOH + 3H2O  2Na[Al(OH)4]

Al2O3 +2OH- + 3H2O  2[Al(OH)4]

- Có tính chất của oxit axit

II Nhôm hidroxit: Al(OH) 3

- Tác dụng với các dung dịch bazơ mạnh :

Al(OH)3 + NaOH  Na[Al(OH)4]

Al(OH)3 + NaOH  Na[Al(OH)4]

Ñieàu cheá Al(OH) 3 : AlCl3 + 3 NH3 + 3 H2O = Al(OH)3↓ + 3 NH4Cl

III Nhôm sunfat: Al 2 (SO 4 ) 3

Quan trọng là phèn chua:

Công thức hoá học: K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O

Hay KAl(SO4)2.12H2O

* Ứng dụng: Phèn chua được dùng trong cơng nghiệp thuộc da, CN giấy

IV Cách nhạn biết ion Al 3+ trong dung dịch: cho từ từ dd NaOH đến dư vào dd thí

nghiệm, nếu thấy có kết tủa keo xuất hiện và rồi tan ra trong NaON dư thì chứng tỏ có ion Al3+

Al3+ + 3OH- -> Al(OH)3↓

Al(OH)3 + OH- dư -> [Al(OH)4]

-V Muối Aluminat: AlO2- bền trong dung dịch kiềm, trong môi trường axit yếu tạo kết tủa

NaAlO2 + CO2 + H2O = Al(OH)3↓ + NaHCO3

Bài 35: LUYỆN TẬP: TÍNH CHẤT CỦA NHÔM VÀ HỢP CHẤT CỦA NHÔM

1 Một số đại lượng đặc trưng:

- Cấu hình e

- Số oxi hĩa của nhơm là +3

- Năng lượng ion hĩa, độ âm điện, thế điện cực chuẩn

2 Tính chất hĩa học:

a)Tính khử của nhơm: pư với phi kim, axit, nước, oxit kim loại, dd kiềm mạnh

b)Tính chất cáchợp chất của nhơm:

Nhơm oxit và nhơm hiđrơxit là những hợp chất lưỡng tính :

3 Sản xuất nhơm : Bằng pp điện phân nĩng chảy

đpnc 2Al2O3  4 Al + 3O2

Bài 38: CROM

I Vị trí và cấu tạo:

1 Vị trí của crơm trong BTH:

Crơm là kim loại chuyển tiếp vị trí: STT: 24, Chu kì: 4, Nhĩm: VIB

2 Cấu tạo của crơm: