LT HOA VO CO 12 2017 2018

– Trong tinh thể kim loại, nguyên tử và ion kim loại nằm ở nút mạng tinh thể, electron hóa trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong mạng tinh t

CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI.

Bài 17: VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BTH CẤU TẠO

CỦA KIM LOẠI.

I VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN

– Trong nhóm IA (trừ hidro), IIA, IIIA (trừ Bo) và một phần nhóm IVA, VA, VIA

II CẤU TẠO NGUYÊN TỬ KIM LOẠI

1 Cấu tạo nguyên tử

– Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại đều có ít electron ở lớp ngoài cùng (1, 2 hoặc3e)

– Trong cùng chu kỳ, nguyên tử kim loại có bán kính nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhânnhỏ hơn (so với nguyên tử của nguyên tố phi kim)

2 Cấu tạo tinh thể

– Ở nhiệt độ thường trừ Hg ở thể lỏng, các kim loại khác ở thể rắn và có cấu tạo tinh thể

– Trong tinh thể kim loại, nguyên tử và ion kim loại nằm ở nút mạng tinh thể, electron hóa trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể.

Có 3 kiểu mạng phổ biến:

– Mạng tinh thể lục phương (26% là không gian trống): thường gặp ở kim loại Be, Mg, Zn,… – Mạng tinh thể lập phương tâm diện (26% là không gian trống): thường gặp ở kim loại Cu, Ag,

Au, Al,…

– Mạng tinh thể lập phương tâm khối (32% là không gian trống): thường gặp ở kim loại Li, Na,

K, V, Mo,

3 Liên kết kim loại

Liên kết kim loại là liên kết hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể do

sự tham gia của các electron tự do.

• So sánh liên kết kim loại với liên kết ion và liên kết cộng hóa trị.

Liên kết cộng hóa trị: là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều gặp

electron chung

Liên kết kim loại Liên kết cộng hóa trị Giống

nhau

Có những electron chung của các nguyên tử

Khác nhau Electron chung là của các nguyên tử

kim loại có mặt trong đơn chất

Electron chung là của giữa 2 nguyêntử

Liên kết ion: là liên kết được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.

Giống

nhau

Do lực hút tĩnh điện giữa các phần tử tích điện trái dấu

Khác nhau Phần tử trái dấu là ion dương và các

electron tự do

Phần tử trái dấu là ion dương và ionâm

Bài 18: TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI DÃY ĐIỆN HÓA

CỦA KIM LOẠI

c Tính dẫn nhiệt:

Đốt nóng một đầu dây kim loại, những electron vùng có nhiệt độ cao có động năng lớn, chuyểnđộng hỗn loạn và nhanh chóng sang vùng nhiệt độ thấp hơn, truyền năng lượng cho các iondương vùng này nên nhiệt lan truyền từ vùng này sang vùng khác trong kim loại → kim loại dẫnnhiệt

– Số electron hóa trị ít, lực liên kết với nhân của electron này tương đối yếu

→ Nguyên tử kim loại dễ nhường electron → Tính chất hóa học chung của kim loại là tính khử

(dễ bị oxi hóa): M → Mn+ + ne

I Tác dụng với phi kim

a Clo (tác dụng hầu hết kim loại): n

n 2

0

ClM2nCl

M

2Na + Cl2  → t o

2NaCl2Fe + 3Cl2  → t o

Fe + S →to FeS

Hg + S t →o thường

HgS (người ta dùng bột lưu huỳnh để thu gom thủy ngân bị rơi vãi)

2 Tác dụng với dung dịch axit

a Với HCl, H 2 SO 4 lỗng (kim loại trước H): + + → ++ ↑

2

M2nH2M2

HS

OS)

SO(MO

SH

2 2

0 2 4

n 4 2 n 4

6 2

0

−

+ +

NOHNN

ON

ON)

NO(MO

NH

3 4 3 2 0 2 1 n 3

n 3

5 0

ON

2 2 4

++

→

+

−

+ + +

+ +

Ví dụ:

8Al + 30HNO3 loãng → 8Al(NO3)3 + 3N2 O + 15H2O

4Zn + 10HNO3 rất loãng → 4Zn(NO3)2 + NH4 NO 3 + 3H2O

Lưu ý: • Với HNO3 đặc   → +  KL

a Ở nhiệt độ thường: Kim loại có tính khử mạnh: nhóm IA và IIA (trừ Be, Mg) mới khử được

H2O tạo hidroxit và giải phóng H2

III DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI

1 Cặp oxi hóa – khử của kim loại

Nguyên tử kim loại có thể nhường electron trở thành ion kim loại

Ion kim loại có thể nhận electron trở thành nguyên tử kim loại

Ví dụ: Fe2+/Fe ; Cu2+/Cu ; Ag+/Ag

2 So sánh tính chất của các cặp oxi hóa khử

Cu khử được Ag+ thành Ag → Cu có tính khử mạnh hơn Ag

Ag + oxi hóa được Cu thành Cu 2+ → Ag+ có tính oxi hóa mạnh hơn Cu2+

3 Dãy điện hóa của kim loại

Tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần

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+ Ag + Hg 2+

Tính khử của kim loại giảm dần

4 Ý nghĩa của dãy điện hóa

Cho phép dự đoán chiều của phản ứng: Giữa 2 cặp oxi hóa – khử sẽ xảy ra theo chiều : chất oxi hóa mạnh nhất sẽ oxi hóa chất khử mạnh nhất, sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn.

Phụ thuộc vào thành phần các đơn chất tham gia cấu tạo mạng tinh thể của hợp kim

Tính chất hóa học: tương tự tính chất của đơn chất tham gia tạo hợp kim

Tính chất vật lí và cơ học: khác nhiều so với tính chất các đơn chất.

• Hợp kim không bị ăn mòn: Fe–Cr–Mn (thép inox)

• Hợp kim có to nóng chảy thấp: Sn–Pb (tonc=210oC), Bi–Sn–Pb (tonc=65oC)

• Hợp kim nhẹ, cứng và bền: Al–Si, Al–Cu–Mn–Mg

III ỨNG DỤNG

Hợp kim được sử dụng nhiều hơn kim loại nguyên chất

– Hơp kim nhẹ, bền, chịu nhiệt, áp suất cao: chế tạo tên lửa, tàu vũ trụ, máy bay, ôtô…

– Hợp kim có tính bền hóa học và cơ học: chế tạo thiết bị trong ngành dầu mỏ và công nghiệphóa chất

– Hợp kim cứng, bền: xây dựng nhà cửa, cầu cống…

– Hợp kim không gỉ: chế tạo dụng cụ y tế, dụng cụ làm bếp…

– Hợp kim của vàng với Ag, Cu đẹp và cứng: chế tạo trang sức

Bài 20: SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI.

I KHÁI NIỆM:

Sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường gọi là sự ăn mònkim loại Hậu quả là: kim loại bị oxi hóa thành ion dương bởi các quá trình hóa học hoặc điệnhóa: M →Mn+ +ne

II CÁC DẠNG ĂN MÒN KIM LOẠI : Có hai dạng ăn mòn kim loại

1 Ăn mòn hóa học:

Là quá trình oxi – khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất

trong môi trường.

Ví dụ: Chi tiết bằng kim loại của máy móc dùng trong nhà máy hóa chất, thiết bị của lò đốt, nồihơi, các chi tiết của động cơ đốt trong bị ăn mòn do tác dụng trực tiếp với các hóa chất hoặc hơinước ở nhiệt độ cao

2 Ăn mòn điện hóa học

Giải thích: do kẽm tác dụng với H2SO4 loãng → kẽm bị ăn mòn hóa học.

2 Nối thanh kẽm với thanh đồng bằng dây dẫn cho đi qua một điện kế:

Hiện tượng: Kim điện kế quay → chứng tỏ có dòng điện chạy qua

Thanh kẽm mòn dần, bọt khí thoát ra ở cả thanh đồng

Giải thích:

Ở điện cực âm (anot), kẽm bị ăn mòn: Zn → Zn2+ + 2e

Ion Zn2+ đi vào dung dịch, còn electron theo dây dẫn sang điện cực đồng

Ở điện cực dương (catot): 2H+ + 2e → H2↑

b Ăn mòn điện hóa học của hợp kim sắt trong không khí ẩm.

Ví dụ: Một vật bằng gang (hoặc thép) để trong không khí ẩm.

– Gang (thép) là hợp kim Fe – C trong đó cực âm là những tinh thể Fe, cực dương là những tinhthể C

– Các điện cực này tiếp xúc trực tiếp với nhau

– Các điện cực này cùng tiếp xúc với 1 dung dịch điện ly (trên bề mặt gang có lớp nước rất mỏng

đã hòa tan O2 và khí CO2 tạo dung dịch chất điện li

 Ở cực âm (anot): Nguyên tử Fe bị oxi hóa thành Fe2+ tan vào dung dịch chất điện li

Fe → Fe2+ + 2e

 Ở cực dương (catot): O2 hòa tan trong nước bị khử thành OH–

2H2O + O2 + 4e → 4OH–

Các ion Fe2+ tan vào dung dịch điện ly trong đó có hòa tan một lượng oxi, oxi hóa Fe2+

thành Fe3+, dưới tác dụng của OH– tạo gỉ sắt có thành phần chủ yếu là Fe2O3.nH2O

c Điều kiện ăn mòn điện hóa học

• Các điện cực phải khác nhau về bản chất:

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

• Các điện cực cùng tiếp xúc với một dung dịch điện li

II CÁCH CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI.

1 Phương pháp bảo vệ bề mặt: Dùng chất bền vững đối với môi trường phủ ngoài mặt những

đồ vật bằng kim loại

Ví dụ: Bôi dầu mỡ, sơn, mạ, tráng men…, sắt tây (sắt tráng thiếc), tôn (sắt tráng kẽm), đồ vậtbằng sắt được mạ Ni hay Cr

2 Phương pháp điện hóa: Nối kim loại cần bảo vệ với một tấm kim loại khác có tính khử mạnh

hơn để tạo thành pin điện hóa Kim loại có tính khử mạnh hơn bị ăn mòn, kim loại cần bảo vệkhông bị ăn mòn

Ví dụ: Để bảo vệ vỏ tàu biển người ta gắn vào mặt ngoài của vỏ tàu (phần chìm dưới nước)những khối kẽm Kẽm bị nước biển ăn mòn thay cho thép

Bài 21: ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

I NGUYÊN TẮC ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

Nguyên tắc điều chế kim loại là khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại:

M n+ + ne → M

II PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

Tuỳ thuộc vào độ hoạt động của kim loại mà người ta chọn phương pháp điều chế phù hợp

1 Phương pháp nhiệt luyện (điều chế kim loại sau Al)

Dùng chất khử như C, CO, H2 hay kim loại hoạt động (Al) khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độcao

2 Phương pháp thủy luyện (điều chế kim loại sau Al)

Dùng kim loại mạnh (trừ kiềm và kiềm thổ) khử ion kim loại trong dung dịch

Zn + CuSO4→ ZnSO4 + Cu↓

Cu + 2AgNO3→ Cu(NO3)2 + 2Ag↓

3 Phương pháp điện phân (điều chế hầu hết các kim loại)

 Kim loại trước Al: điện phân nóng chảy muối clorua

a Khái niệm: Sự điện phân là quá trình oxi hóa – khử xảy ra trên bề mặt điện cực khi có dòng

điện một chiều đi qua chất điện li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li

b Phản ứng hóa học ở các điện cực trong thiết bị điện phân

• Ở cực âm (catot): xảy ra sự khử

Chất oxi hóa mạnh hơn sẽ bị khử trước: K + < Ba 2+ < … < Al 3+ < H 2 O < …< H + < Cu 2+ < …

Cu2+ + 2e → Cu

2H+ + 2e → H2

2H2O +2e → H2 + 2OH–

• Ở cực dương (anot): xảy ra sự oxi hóa.

Chất khử mạnh hơn sẽ bị oxi hóa trước theo thứ tự: I – > Br – > Cl – > OH – > H 2 O >>> SO 4 2– , NO 3

2Cl– → Cl2 + 2e

2OH–→ ½ O2 + H2O + 2e

H2O → ½ O2 + 2H+ + 2e

2 Điện phân nóng chảy

Các chất điện phân nóng chảy được: Muối clorua, hidroxit (kiềm), oxit kim loại

Điện phân NaCl nóng chảy

Phương trình điện phân: 2NaCl  →ñpnc 2Na + Cl 2

Điện phân Al 2 O 3 nóng chảy

Phương trình điện phân: 2Al 2 O 3   →ñpnc 4Al + 3O 2

Điện phân NaOH nóng chảy

Phương trình điện phân: 2NaOH  →ñpnc 2Na + ½ O 2 + H 2 O

3 Điện phân dung dịch

a Điện cực trơ

• Điện phân dung dịch muối

Điện phân dung dịch CuCl 2

Phương trình điện phân: CuCl 2   →ñpdd Cu + Cl 2

Điện phân dung dịch CuSO 4

Cu2+ +2e → Cu H2O → ½ O2 + 2H+ + 2e

Phương trình điện phân: Cu 2+ + H 2 O  →ñpdd Cu + ½ O 2 + 2H +

Hay CuSO 4 + H 2 O  →ñpdd Cu + ½ O 2 + H 2 SO 4

Điện phân dung dịch NaCl

Phương trình điện phân: 2H 2 O + 2Cl –   →ñpdd H 2 + 2OH – + Cl 2

Hay 2NaCl + 2H 2 O  →ñpdd 2NaOH + H 2 + Cl 2

• Điện phân dung dịch kiềm

Điện phân dung dịch NaOH

Phương trình điện phân: H 2 O  →ñpdd H 2 + ½ O 2

• Điện phân dung dịch axit

Axit có oxi (oxaxit)

Điện phân dung dịch H 2 SO 4

Phương trình điện phân: H 2 O  →ñpdd H 2 + ½ O 2

Axit không có oxi (hidraxit)

Điện phân dung dịch HCl

Phương trình điện phân: 2HCl  →ñpdd H 2 + Cl 2

b Điện cực hòa tan: Thường điện cực bằng kim loại trong muối.

Điện phân dung dịch CuSO 4 với anot bằng đồng.

m : số gam chất thoát ra ở điện cực

A : khối lượng mol nguyên tử

n : hóa trị hay số electron 1 nguyên tử cho hoặc nhận

I : cường độ dòng điện (Ampe)

t : thời gian điện phân (giây)

F : hằng số Faraday (F = 96.500)

CHƯƠNG 6: KIM LOẠI KIỀM, KIM LOẠI KIỀM THỔ, NHÔM.

Bài 25: KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM

LOẠI KIỀM

A KIM LOẠI KIỀM

I VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN, CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ.

– Vị trí trong BTH : thuộc nhóm IA trong bảng tuần hoàn

– Gồm các nguyên tố :

Li (Liti) ; Na (Natri) ; K (Kali) ; Rb (Rubidi) ; Cs (xesi) ; Fr (Franxi)

– Cấu hình electron nguyên tử : ns1

II TÍNH CHẤT VẬT LÍ

– Nhiệt độ nóng chảy : thấp (giảm dần từ Li đến Cs)

– Khối lượng riêng : nhỏ (tăng dần từ Li đến Cs)

• Giải thích:

– Kim loại kiềm có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp, độ cứng thấp do: Kim loại kiềm có

mạng lập phương tâm khối, cấu trúc tương đối rỗng ; Trong tinh thể các nguyên tử và ion liên kếtvới nhau bằng liên kết kim loại yếu

– Kim loại kiềm có khối lượng riêng nhỏ do: Kim loại kiềm có mạng lập phương tâm khối, cấu

– Đốt Na trong oxi khô tạo natri peoxit

2Na + O2 → Na2O2 (natri peoxit)

– Đốt Na trong không khí khô tạo natri oxit

Từ Li đến Cs phản ứng với nước xảy ra ngày càng mãnh liệt

• Cách bảo quản kim loại kiềm:

Vì kim loại kiềm dễ tác dụng với nước, với oxi trong không khí nên để bảo quản người ta ngâmchìm các kim loại kiềm trong dầu hỏa

IV ỨNG DỤNG, TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN VÀ ĐIỀU CHẾ

1 Ứng dụng

– Điều chế hợp kim có nhiệt độ thấp: hợp kim K–Na dùng làm chất trao đổi nhiệt trongcác lò phản ứng hạt nhân…

– Hợp kim Li–Al siêu nhẹ, được dùng trong kĩ thuật hàng không

– Xesi được dùng làm tế bào quang điện

2 Trạng thái tự nhiên

Trong tự nhiên, các kim loại kiềm chỉ tồn tại ở dạng hợp chất (lượng lớn muối NaCl có trongnuốc biển; silicat và aluminat có trong đất)

3 Điều chế: Khử ion kim loại kiềm: M+ + 1e → M

Vì ion kim loại kiềm rất khó bị khử nên phải dùng dòng điện (phương pháp điện phân)

B MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM

I NATRI HIDROXIT : NaOH (xút ăn da)

1 Tính chất vật lí

NaOH là chất rắn, không màu, dễ nóng chảy, hút ẩm mạnh (dễ chảy rữa), tan nhiều trong nước vàtỏa nhiệt lớn nên cần phải cẩn thận khi hòa tan NaOH trong nước

2 Tính chất hóa học: NaOH là bazơ mạnh

a Khi tan trong nước, NaOH phân li hoàn toàn

• Dung dịch muối (theo đúng định luật trao đổi: ↑,↓)

3 Điều chế:

4 Ứng dụng: NaOH dùng để nấu xà phòng, chế phẩm nhuộm, tơ nhân tạo, tinh chế quặng nhôm

và dùng trong công nghiệp chế biến dầu mỏ

II NATRI HIDROCACBONAT: NaHCO 3

1 Tính chất vật lí

NaHCO3 là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước, dễ bị nhiệt phân huỷ tạo ra Na2CO3 và khí CO2

2NaHCO3 →t o

Na2CO3 + CO2↑ +H2O

2 Tính chất hóa học: NaHCO3 có tính lưỡng tính

• NaHCO3 là muối của axit yếu, tác dụng được với nhiều axit

2 Tính chất hóa học

a Na 2 CO 3 là muối của axit yếu, tác dụng được với nhiều axit

b Có tính chất chung của muối

c Na 2 CO 3 thủy phân cho dung dịch kiềm mạnh: Làm quỳ hóa xanh, phenolphtalein hóa hồng

3 Ứng dụng: Na2CO3 là hóa chất quan trọng trong công nghiệp thủy tinh, bột giặt, phẩm nhuộm,giấy, sợi,…

IV KALI NITRAT

1 Tính chất: KNO3 là những tinh thể không màu, bền trong không khí, tan nhiều trong nước.Khi đun nóng ở nhiệt độ cao hơn nhiệt độ nóng chảy, KNO3 bị phân huỷ thành KNO2 và O2

2KNO3 →t o

2 Ứng dụng: KNO3 được dùng làm phân bón (phân đạm, phân kali) và được dùng làm thuốc nổ.

2KNO3 + 3C + S  →t o

N2↑ + 3CO2↑ + K2S

Bài 26: KIM LOẠI KIỀM THỔ

VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ.

A KIM LOẠI KIỀM THỔ

I VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN, CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ.

– Vị trí trong BTH : thuộc nhóm IIA trong bảng tuần hoàn

– Gồm các nguyên tố :

Be (Beri); Mg (Magie); Ca (Canxi); Sr (Stronti); Ba (Bari); Ra (Rađi)

– Cấu hình electron nguyên tử : ns2

II TÍNH CHẤT VẬT LÍ (So sánh với kim loại kiềm)

– Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi : cao hơn kim loại kiềm nhưng vẫn tương đối thấp

• Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, khối lượng riêng biến đổi không theo một quy luật nhất định

do các kim loại kiềm thổ có kiểu mạng tinh thể không giống nhau

b H 2 SO 4 đặc , HNO 3

– Với H2 SO 4 đặc: các kim loại kiềm thổ có thể khử S +6→ S –2

– Với HNO3 loãng: các kim loại kiềm thổ có thể khử N +5→ N –3

3

NO H

IV ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI KIỀM THỔ

Trong tự nhiên kim loại kiềm thổ chỉ tồn tại ở dạng ion M2+ trong các hợp chất

Phương pháp cơ bản điều chế kim loại kiềm thổ là điện phân muối nóng chảy của chúng

CaCl2  dpnc → 

MgCl2  dpnc → 

B MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI

I CANXI HIDROXIT: Ca(OH) 2

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

Nước chứa ít hoặc không chứa các ion Ca2+ và Mg2+ được gọi là nước mềm

2 Phân loại

– Tính cứng tạm thời: tính cứng gây nên bởi các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2

– Tính cứng vĩnh cửu: tính cứng gây nên bởi các muối SO42–, Cl– của canxi và magie

– Tính cứng toàn phần: gồm cả tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu

II TÁC HẠI

– Đun nước cứng lâu ngày trong nồi hơi → làm tốn nhiên liệu, thậm chí có thể gây nổ

– Ống dẫn nước cứng lâu ngày → ống nước bị đóng cặn, làm giảm lưu lượng nước

– Quần áo giặt bằng xà phòng trong nước cứng → tốn xà phòng, quần áo chóng hư

– Pha trà bằng nước cứng → giảm hương vị trà

– Nấu ăn bằng nước cứng → thực phẩm lâu chín, giảm mùi vị

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O

• Dùng Na 2 CO 3 (Na 3 PO 4 )

b Phương pháp trao đổi

Cho nước cứng đi qua cột chứa chất nhựa trao đổi ion, các ion Ca2+, Mg2+ có trong nước cứng đivào lỗ trống trong cấu trúc polime thế chỗ cho các ion H+ hoặc Na+ củacationit đã đi vào dungdịch

IV NHẬN BIẾT ION Ca 2+ , Mg 2+ TRONG DUNG DỊCH:

Dùng muối chứa CO32–, sau đó sục khí CO2 dư vào dung dịch

Hiện tượng: tạo kết tủa sau đó kết tủa tan

Phương trình phản ứng:

Bài 27: NHÔM VÀ HỢP CHẤT CỦA NHÔM

A NHÔM

I VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN, CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ.

– Cấu hình electron nguyên tử : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

II TÍNH CHẤT VẬT LÍ

– Màu trắng bạc, nóng chảy 6600C, khá mềm, dễ kéo sợi, dễ dát mỏng

– Nhẹ, dẫn điện tốt, dẫn nhiệt tốt

III HÓA TÍNH

Nhôm là kim loại có tính khử mạnh (chỉ sau kim loại kiềm và kiềm thổ): Al → Al 3+ + 3e

Trong hợp chất NHÔM có số oxi hóa: +3

Al + 6HNO3 đặc →to Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

2Al + 6H2SO4 đặc →to Al2(SO4)3+ 3SO2 + 6H2O

Lưu ý: Al không tác dụng H2SO4 đặc nguội, HNO3 đặc nguội

3 Tác dụng với oxit kim loại

Ở nhiệt độ cao, Al khử được nhiều ion kim loại trong oxit

Nhôm không tác dụng với nước, dù ở nhiệt độ cao vì trên bề mặt nhôm được phủ kím lớp Al2O3

rất mỏng, bền, mịn, không cho nước và khí thấm qua

5 Tác dụng dung dịch kiềm

Trên bề mặt nhôm có phủ kín lớp màng mỏng Al2O3 Khi cho tác dụng dung dịch kiềm thì:

– Al2O3 tác dụng dung dịch kiềm tạo muối tan

– Al không còn màng bảo vệ sẽ tác dụng với H2O:

– Al(OH)3 tạo ra tác dụng tiếp với dung dịch kiềm:

Nhôm tan trong dung dịch kiềm xảy ra theo (1) và (2):

Vậy Al có thể tan trong dung dịch kiềm và giải phóng H2

III ỨNG DỤNG VÀ TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN

– Nhôm dẫn nhiệt tốt, ít bị gỉ và không độc: làm dụng cụ nhà bếp.

– Bột nhôm trộn với bột sắt oxit: (hỗn hợp tecmit) thực hiện phản ứng nhiệt nhôm dùng hàn

IV SẢN XUẤT NHÔM

Trong công nghiệp, nhôm được sản xuất bằng phương pháp điện phân nhôm oxit nóng chảy

1 Nguyên liệu: Quặng Boxit (Al2O3.2H2O thường lẫn tạp chất Fe2O3 và SiO2)

2 Điện phân nhôm oxit nóng chảy

• Quá trình điện phân

Phương trình điện li : Al2O3 nóng chảy→ 2Al3+ + 3O2–

Catot : Al3+ + 3e → AlAnot : 2O2– → O2 + 4ePhương trình điện phân : 2Al2O3   → dpnc 

4Al + 3O2

• Vai trò criolit trong quá trình điện phân:

Hòa tan Al2O3 trong criolit nóng chảy để hạ thấp nhiệt độ nóng chảy hỗn hợp xuống 9000C (Al2O3

nóng chảy ở 20500C) →

– Tiết kiệm năng lượng

– Tạo chất lỏng dẫn điện tốt

– Bảo vệ nhôm nóng chảy không bị oxi hóa (do hỗn hợp này nhẹ hơn nhôm nổi lên trên)

B MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM

I NHÔM OXIT

1 Tính chất vật lí: Al2O3 là chất rắn màu trắng, không tan trong nước, không tác dụng nước,

nóng chảy ở 20500C

2 Tính chất hóa học: Là oxit lưỡng tính

a Tác dụng dung dịch axit : Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

b Tác dụng dung dịch bazơ : Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

II NHÔM HIDROXIT

1 Tính chất vật lí: Chất rắn, màu trắng, kết tủa dạng keo

2 Tính chất hóa học: Al(OH)3 là hidroxit lưỡng tính (tính bazơ trội hơn tính axit)

HAlO2.H2O

a Tác dụng axit mạnh: Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

b Tác dụng bazơ mạnh: Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O

III NHÔM SUNFAT

• Muối nhôm sunfat khan tan trong nước tỏa nhiệt làm dung dịch nóng lên do bị hidrat hóa.

• Muối nhôm sunfat có nhiều ứng dụng nhất là muối sunfat kép của nhôm

Phèn chua : K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O (hay KAl(SO4)2.12H2O)

Nếu thay K+ bằng Li+, Na+ hay NH4+ được các muối kép khác (gọi chung là phèn nhôm)

IV CÁCH NHẬN BIẾT ION Al 3+ TRONG DUNG DỊCH

Dùng dung dịch NaOH cho vào từ từ đến dư

Hiện tượng: xuất hiện kết tủa trắng keo rồi tan

Bài 31: SẮT

I VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN, CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ.

– Cấu hình electron của

Sắt là kim loại có tính khử trung bình

– Khi tác dụng chất oxi hóa yếu, sắt bị oxi hóa đến số oxi hóa +2

Fe → Fe 2+ + 2e

– Khi tác dụng chất oxi hóa mạnh, sắt bị oxi hóa đến số oxi hóa +3

b Với H 2 SO 4 đặc, HNO 3 đặc, HNO 3 loãng.

2Fe + 6H2SO4đặc →to Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3đặc →to Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Lưu ý: Fe không tác dụng H2SO4 đặc nguội; HNO3 đặc nguội

3 Tác dụng với dung dịch muối

Fe có thể khử được ion của các kim loại đứng sau nó trong dãy điện hóa của kim loại

• Trong không khí ẩm, Fe bị oxi hóa thành gỉ

4Fe + 6H2O + 3O2 4Fe(OH)3↓ đỏ nâu

IV TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN

→

