* 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 dươn[r]
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 Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội – Biên soạn
Vị trí
n.tố
trong
HTTH
Thuộc nhóm VIIA, các chu kì từ 2 đến 6 của Bảng HTTH Nằm sát các khí hiếm ở cuối các chu kì
Gồm 5 nguyên tố: 9F (Flo); 17Cl(Clo); 35Br (Brom); 53I (Iot); 85At* (Atatin – n.tố phóng xạ)
Thuộc nhóm VIA, các chu kì từ 2 đến 6 của bảng HTTH
Nằm trớc các nguyên tố halogen trong mỗi chu kì
Gồm 5 nguyên tố: 8O; 16S; Selen(34Se); Telu(52Te); 84Po* (Poloni)
Cấu hình
electron
và
đặc điểm
Cấu hình nguyên tố có dạng : ns… 2np5 ở TTCB các nguyên tố nhóm halogen có 1 electron độc thân
ở trạng thái kích thích
CHe dạng : …ns2np4 ở TTCB các nguyên tố nhóm oxi có 2 electron độc thân
ở trạng thái kích thích (sự biểu diễn các AO tơng tự nh bên)
…ns2np3nd1 có 4 e độc thân Xuất hiện số oxi hoá +4
…ns1np3nd2 có 6 e độc thân Xuất hiện số oxi hoá +6 PS: N.tố O k0 có phân lớp d trống chỉ có thể có số oxh –2, các n.tố khác còn phân lớp d trống nên có 3 trạng thái số oxh ( –2; +4; +6)
Tính chất
của
nhóm
Đơn chất halogen không tồn tại ở dạng nguyên tử mà tồn tại ở dạng phân tử , hai nguyên tử X bằng liên kết cộng hoá trị liên kết thành X2 (Cl2; F2; …)
Tính chất hoá học chung: Xu hớng chung: Dễ dàng nhận thêm 1 electron trở thành ion âm bền giống khí hiếm
0
X ns np + 1e 2 6
X ns np
Các hal đều là những phi kim điển hình, chúng là những chất oxi hoá mạnh Khả năng oxi hoá giảm dần từ flo đến clo
Các ngtố nhóm oxi có tính oxi hoá ; trong hợp chất chúng có thể có số ôxihoá –2
Xu hớng : Dễ dàng nhận 2 electron trở thành ion âm bền giống khí hiếm
0
Y ns np + 2e
2
Y ns np
gam mol
Clo Cl M 35, 5
gam mol
Flo F M 19, 0
gam mol
Brom Br M 80, 0
gam mol
Iot I M 127, 0
gam mol
Oxi O M 16, 0 Lu huỳnh – 16S – MS = 32,0gam/mol
Tính chất
rất độc, tan vừa phải trong nớc,… Chất lỏng, màu đỏ nâu, dễ bay hơi, độc, có khả năng gây bang nặng Tinh thể màu đen tím có vẻ sáng kim loại, khi đun nóng có thăng hoa Khí, không màu, không mùi, không vị, nặng hơn kk, ít tan trong nớc Tồn tại ở 2 dạng thù hình: đơn tà (Stà phơng (S), đều là ch.rắn, m.vàng) và Tính chất hoá
học sơ lợc 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)
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
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
2
xt:H O
Ví dụ:
4K + O2
0 t
2K2O
3Fe + 2O2
0 t
Fe3O4
Ví dụ:
3S + 2Al
0 t
Al2S3
Hg + S HgS (điều kiện thờng)
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
Cl2 + H2 as 2HCl
F2 + H2 2HF
H2 + I2
O2 + 2H2
0 t
2H2O
O2 phản ứng với các phi kim khác
O2 + C
0 t
CO2
5O2 + 4P
0 t
2P2O5
O2 rất ít tan trong nớc
Nớc
(H2O)
Tan vừa phải dd nớc clo
Cl2 + H2O HCl + HClO
ở ngoài a.s HClO HCl + O
Nước clo cú tớnh tẩy màu,diệt trựng
F2 + H2O 2HF +
1
2 O2
Giải thích vì sao F2 không đẩy đợc các ion halogen khác ra khỏi dung dịch muối của chúng
Br2 p/ứ với nớc tơng tự nh Cl2 nhng khó khăn hơn
Br2 + H2O HBr + HBrO
I2 ít tan trong nớc , khi tan tạo dung dịch nớc iốt màu hồng đen
Phản ứng
hoá học
khác
Tỏc dụng với dung dịch kiềm:
Cl2
0 0
t th ờng
t cao
Cl2 + 2KOH KCl+KClO + H2O
3Cl 2 +6KOH
0 75
5KCl+KClO3+ 3H2O
P/ứ với d.dịch muối halogen yếu hơn
Cl2 + 2NaBr 2NaCl + Br2
Cl2 + 2NaI 2NaCl + I2
Tỏc dụng với hợp chất:
2FeCl2 + Cl2 2FeCl3
6FeSO4 + 3Cl2 2Fe2(SO4)3 + 2FeCl3
SO2 + Cl2 + 2H2O H2SO4+ 2HCl
H2S + 4Cl2 + 4H2O H2SO4+ 8HCl
P/ứ với dung dịch kiềm 2F2 + 2KOH 2KF + H2O + OF2
PS: OF2 là chất độc và có tính oxi hoá rất mạnh
Br2 oxi hoá (đẩy) đợc ion I–
Br2 + 2NaI 2NaBr + I2
Br2 phản ứng với các hợp chất mang tính oxi hoá
Br2 + 5Cl2 + 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
Điều chế
Nguyờn tắc: Oxi hoỏ 2Cl- Cl2
Trong phòng thí nghiệm
MnO2+4HClđặc
0
t
MnCl2+Cl2+2H2O
2KMnO4 + 16HCl 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
Trong công nghiệp:
Nguyên tắc: dùng dòng điện oxi hoá
ion F– trong florua nóng chảy
Trong công nghiệp:
Điện phân hỗn hợp (KF + 2HF)
KF
2HF H F
Nguyên tắc: oxi hoá ion Br–
PS: Dùng khí Cl2 thổi vào dung dịch Bromua
2NaBr + Cl2 2NaCl + Br2
Nguyên tắc: oxi hoá ion I–
PS: Dùng khí Cl2 thổi vào dung dịch iotua
2NaI + Cl2 2NaCl + I2
Trong phòng thí nghiệm: Nhiệt phõn cỏc hợp chất giàu oxi và kộm bền với nhiệt
MnO t
2KCl + 3O2
0 t
K2MnO4 + MnO2 + O2
Trong công nghiệp:
+, Chng cất phân đoạn không khí lỏng
Đốt H2Strong điều kiện thiếu oxi 2H2S + O2 (thiếu)
0 t
2S + 2H2O
Dùng H2S khử CO2
2H2S + SO2
0 t
3S + 2H2O
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 2NaCl +H 2 O
đpdd mnx
NaOH +
1
2Cl2 +
1
2H2
+, Điện phân nớc: 2H2O 2H2 + O2
Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :các nhóm nguyên tố phi kim cơ bản và hợp chất Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội – Biên soạn
A, Hợp chất QUAN trọng củA CáC NGUYÊN Tố NHóM HALOGEN
Hợp
đ
đ
Khí HCl ko làm đổi màu quỳ tím khô, nhng làm đỏ giấy quỳ tím ẩm
Khí HCl H O 2
dd axit HCl Mg(OH)2 + 2HCl MgCl2 + 2H2O CuO + 2HCl CuCl2 + H2O CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O+ CO2
AgNO3 + HCl AgCl + HNO3
Fe + 2HCl FeCl2 + H2
Tính khử của HCl
K2Cr2O7 + 14HCl 3Cl2 + KCl +
+ 2CrCl3 + 7H2O
MnO2 +4HClđặc
0
t
MnCl2+Cl2+2H2O
Trong phòng thí nghiệm NaCltinh thể + H2SO4đặc
0
t
0
t
2NaCl tinh thể + H2SO4 đặc
0
t
0
t
2Na2SO4 + HCl
Trong công nghiệp
H2 + Cl2
as
Là hỗn hợp (NaCl, NaClO, H2O)
Là muối của axit yếu, yếu hơn cả
axit cacbonic
NaClO + CO2 + H2ONaHCO3+ HClO
2NaOH + Cl2 NaCl + NaClO + H2O Nớc giaven Or: điện phân dd NaCl k0 màng ngăn
2)
Là muối của axit yếu yếu hơn cả
H2CO3 tác dụng với axit mạnh CaOCl2 + 2HCl CaCl2 + Cl2+ H2O 2CaOCl2 + CO2 + H2O
CaCO3 + CaCl2 + 2HClO
Cho Cl2 phản ứng với Ca(OH)2 (vôi tôi) ở nhiệt độ 300C
Ca(OH)2 + Cl2 CaOCl2 + H2O
O Cl Ca
Cl
Muối
clorat
3
ClO
Không bền với nhiệt dễ bị phân huỷ
0 t
0 t
Cho Cl2 vào kiềm ở khoảng nhiệt độ
70 – 750C
3Cl2+6KOH
0 t
5KCl+KClO3+3H2O
Hiđro
florua
và axit
HF
HF là một axit yếu
Tính chất đặc biệt của HF SiO2 + 4HF SiF4 + 2H2O
ứng dụng khắc chữ lên thuỷ tinh
Điều chế hiđro florua CaF2+H2SO4 (đặc)
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 nớc, axit HBr: là 1 axit mạnh mạnh hơn cả HCl
Tính chất hoá học (tính khử) 2HBr + H2SO4 Br2+SO2+2H2O
4HBr + O2 2H2O + 2Br2
Điều chế hiđrobromua PBr3 + 3H2O H3PO3 + 3HBr
Hợp
chất
có oxi Axit hipobromơ (HBrO): điều chế: Br2 + H2O HBr + HBrO
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 8HI + H2SO4 4I2 + H2S + 4H2O 2HI + 2FeCl3 2FeCl2 + I2 + 2HCl
Điều chế:
H2 + I2
2HI
Hợp
chất
khác
Muối iotua đa số đều dễ tan trong nớc, trừ AgI (m.vàng); PbI2 (m.vàng)
Một số phản ứng của muối iotua 2NaI + Cl2 2NaCl + I2 2H2SO4 (đặc) + 2NaI + MnO2 Na2SO4 + MnSO4 + I2 + 2H2O
NHẬN BIẾT
ion halogen dựng Ag
+ (AgNO 3 ) để nhận biết cỏc gốc halogenua.
Ag+ + Cl- AgCl (trắng) Ag+ + Br- AgBr ¯ (vàng nhạt)
A, Hợp chất QUAN trọng củA CáC NGUYÊN Tố NHóM OXI
Ozon (O3)
Là thù hình của oxi
Chất khí, m.xanh nhạt, có mùi đặc trng
Tính chất hoá học +, O3 hình thành qua phản ứng 3O2
UV
2O3
+, O3 là một trong những chất có tính oxi hoá rất mạnh mạnh hơn cả O2
O3 oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt) : 2Ag + O3
0
t
Ag2O + O2
O3 oxi hoá đợc ion iotua trong dung dịch: 2KI+O3+H2O t0 I2+2KOH+O2
Hiđro peoxit (H2O2)
Công thức cấu tạo của H2O2
H2O2: ch.lỏng, ko màu, tan vô hạn trong nớc
Tính chất hoá học +, H2O2 là hợp chất kém bền: 2H2O2
2
xt:MnO
2H2O + O2 +, H2O2 vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử
Tính khử của H2O2: H2O2 + KNO2
0
t
H2O + KNO3
H2O2 + 2KI t0 I2 + 2KOH Tính oxi hoá của H2O2 : Ag2O + H2O2
0
t
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 nớc 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 nớc và axit +, Muối của kim loại nặng PbS, CuS : ko tan trong nớc và axit
+, Muối của ZnS, FeS,…: không tan trong nớc, nhng tan trong nớc H2S
Một số màu sắc đặc trng: CdS :m.vàng, CuS, FeS Ag2S : m.đen kết tủa
Lu huỳnh
đioxit (SO2)
1 Tớnh oxit axit
- P/ứ với nước axit sunfurơ:
- P/ứ với dung dịch bazơ Muối + H2O:
SO2 + 2OH– SO32– + H2O (1)
SO2 + OH– HSO3 (2)
(2) (1) + (2) (1)
- P/ứ với oxit bazơ tan muối sunfit
Na2O + SO2 Na2SO3
CaO + SO2 CaSO3
2 Tớnh khử (P/ứ với chất oxi hoá )
2SO2 + O2
2 5 0
450 500
V O C
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)
SO2 + 2H2S 3S + 2H2O
Trong phũng thớ nghiệm:
- Đốt quặng sunfua:
2FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2
2ZnS + 3O2 2ZnO + 3SO2
-Cho muối sunfit, hidrosunfit tỏc dụng với dung dịch axit mạnh:
Na2SO3+H2SO4 Na2SO4 +SO2 + H2O
Trong cụnh nghiệp:
- Đốt chỏy lưu huỳnh:
S + O2
0
t
SO2
- Cho kim loại tỏc dụng với dung dịch
H2SO4 đặc, núng:
Cu+2H2SO4đặc
0
t
CuSO4+SO2+ H2O
Lu huỳnh trioxit
Thể hiện tớnh chất của một oxit axit:
- P/ứ với nước axit sunfuric:
SO2 + H2O H2SO4
- P/ứ với dung dịch bazơ Muối + H2O:
SO3 + 2NaOH Na2SO4 + H2O
SO3 + NaOH NaHSO4
- P/ứ với oxit bazơ tan muối sunfat
Na2O + SO3 Na2SO4
SO2 + O2
2 5 0
V O t
2SO3
Axit sunfuric (H 2 SO 4 )
Axit loãng ( thể hiện tính chất của một axit mạnh) a) Tỏc dụng với kim loại (đứng trước H) Muối + H2:
Fe + H2SO4 FeSO4+ H2
2Al + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2
b) Tỏc dụng với bazơ (tan và khụng tan) Muối + H2O
H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O
H2SO4 + Mg(OH)2 MgSO4 + 2H2O c) Tỏc dụng với oxit bazơ Muối + H2O
Al2O3 + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2O CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O d) Tỏc dụng với muối (tạo kết tủa hoặc chất bay hơi) MgCO3 + H2SO4 MgSO4 + CO2 + H2O BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl
Axit đậm đặc (Là một chất oxi hoá mạnh)
a) Tớnh axit mạnh
- P/ứ với hidroxit (tan và khụng tan) Muối + H2O
H2SO4 đặc + NaOH Na2SO4 + H2O
H2SO4 đặc + Mg(OH)2 MgSO4 + H2O
- P/ứ với oxit bazơ Muối + H2O
Al2O3 + 3H2SO4 đặc Al2(SO4)3 + 3H2O CuO + H2SO4 đặc CuSO4 + H2O
- Đẩy cỏc axit dễ bay hơi ra khỏi muối
H2SO4 đặc + NaCl tinh thể NaHSO4 + HCl
H2SO4 đặc + CaF2 tinh thể CaSO4 + 2HF
H2SO4 đặc + NaNO3 tinh thể NaHSO4 + HNO3
b) Tớnh oxi hoỏ mạnh
Tỏc dụng với hầu hết cỏc kim loại trong dóy điện hoỏ 2Fe + 6H2SO4 đặc
0
t
Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Cu + 2H2SO4 đặc
0
t
CuSO4 + SO2 + H2O 2Ag + 2H2SO4 đặc
0
t
Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
Kim loại mạnh như Mg, Zn H SO (d) 2 4
S hoặc H2S: 3Zn + 4H2SO4 đặc
0
t
3ZnSO4 + S + 4H2O 4Zn + 5H2SO4 đặc
0
t
4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Al, Fe, Cr thụ động hoỏ với dd H2SO4 đặc nguội
Tỏc dụng với phi kim:
C + 2H2SO4 đặc CO2 + 2SO2 + 2H2O
S + 2H2SO4 đặc
0
t
3SO2 + 2H2O
P/ứ với hợp chất cú tớnh khử (ở TT oxi hoỏ thấp) 2FeO + 4H2SO4 đặc Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O 2FeCO3 + 4H2SO4 đặc Fe2(SO4)3 +SO2 + 2CO2 + 4H2O 2Fe3O4 + 10H2SO4 đặc 3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O 2FeSO4 + 2H2SO4 đặc Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O
Điều chế H 2 SO 4
Sơ đồ điều chế:
FeS2
O 2
SO2
2 5 0
V O t
SO3 2
H O
H2SO4
S
Nhận biết:
Gốc SO42- được nhận biết bằng ion Ba2+, vỡ tạo kết tủa trắng BaSO4 khụng tan trong cỏc axit HNO3, HCl
Ba2+ + SO42– BaSO4
O
O O
H
O O H
1 2
2
OH SO
n n
Trang 3Ag+ + I- AgI ¯ (vàng đậm) I2 + hồ tinh bột xanh lam
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 Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội – Biên soạn
1 Tớnh axit mạnh (5tớnh chất
: chất chỉ thị màu, kim loại ( trừ Au, Pt) , oxit kim loại, bazơ, muối)
HNO3 làm đỏ giấy quỳ tớm
HNO3 p/ứ với kim loại sẽ đề cập ở dưới đõy
HNO3 +NaOH NaNO3 + H2O 2HNO3 +Mg(OH)2 Mg(NO3)2 + 2H2O
Fe2O3 + 6 HNO3 2 Fe(NO3)3 + 3H2O
2HNO3 + CaCO3 Ca(NO3)2 + H2O + CO2
2 Tớnh oxi hoỏ mạnh:
a) P/ứ với hầu hết kim loại trong dóy điện hoỏ (trừ Au, Pt)
Fe + 6HNO3 đặc
0
t
Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Fe + 4HNO3 loóng Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
Ag + 2HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O
Lưu ý:
+ Sản phẩm của phản ứng thụ thuộc vào: Bản chất kim loại; Nồng độ axit: axit đặc, chủ yếu NO2 ; axit loóng, chủ yếu NO; Nhiệt độ phản ứng. + Cỏc kim loại mạnh cú thể khử HNO 3 thành NH 3 và sau đú NH 3 + HNO 3
NH 4 NO 3 , cú nghĩa là trong dung dịch tồn tại NH 4 và NO 3-
4Mg + 10HNO 3 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O + Cỏc kim loại Al, Fe bị thụ động trong dung dịch HNO 3 đặc nguội + Dung dịch chứa muối nitrat (KNO 3 ) trong mụi trường axit cũng cú tớnh chất tương tự như dung dịch HNO 3 , vỡ trong dung dịch tồn tại H + và NO 3-
Vớ dụ: Cho Cu vào dung dịch chứa KNO 3 và H 2 SO 4 loóng:
Phương trỡnh điện li: KNO 3 K + + NO 3- và H 2 SO 4 2H + + SO 4
2-Phương trỡnh phản ứng: 3Cu + 2NO 3- + 8H + 3Cu 2+ + 2NO + 4H 2 O
b) Tỏc dụng với phi kim:
C + 4HNO3 CO2 + 4NO2 + 2H2O
S + 6HNO3 H2SO4 + 6NO2 + 2H2O c) Tỏc dụng với hợp chất cú tớnh khử (ở trạng thỏi oxi hoỏ thấp):
3FeO + 10HNO3 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O
Fe3O4 + 10HNO3 3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O FeCO3 + 4HNO3 Fe(NO3)3 + NO2 + CO2 + 2H2O FeS2 + 18HNO3 Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 15NO2 + 7H2O
3 Điều chế
Trong PTN: NaNO3 tinh thể + H2SO4 đặc NaHSO4 + HNO3
Trong CN: Khụng khớ N2 NH3 NO NO2 HNO3
4NH3 + 5O2
0
850 C
Pt 4 NO + 6H2O 2NO + O2 2NO2
4NO2 + O2 + 2H2O 4HNO3
Muối nitrat
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
0
t
2KNO2 + O2
- X đứng trong khoảng từ Mg Cu:
0
t
2Pb(NO3)2
0
t
2PbO + 4NO2 + O2
2Cu(NO3)2 t0 2CuO + 4NO2 + O2
- X đứng sau Cu:
0
t
kim loại + NO2 + O2
2AgNO3
0
t
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
Vị trí n.tố
trong
HTTH
Thuộc nhóm VA, các chu kì từ 2 đến 6 của Bảng HTTH
Gồm 5 nguyên tố: 7N, 15P, 33As(Asen), 51Sb (Antimon), 83Bi(Bitmut)
Thuộc nhóm IVA, các chu kì từ 2 đến 6 của Bảng HTTH
Gồm 5 nguyên tố: 6C; 14Si; 32Ge (Gemani); 50Sn; 82Pb
Cấu hình
electron và
đặc điểm
CHe dạng : …ns2np3 ở TTCB các nguyên tố nhóm oxi có 3 e độc thân
ở trạng thái kích thích, đối với ng.tố P, As, Sb, Bi do vẫn còn AOd trống nên
…ns1np3nd1 có 5 e độc thân Xuất hiện hoá trị V
Tính chất
của nhóm
Đi từ nittơ bitmut: tớnh phi kim giảm dần, tớnh kim loại tăng dần
Hợp chất khớ với hiđro cú dạng RH3: độ bền của nú giảm dần từ N Bi
Từ N Bi: tớnh axit của cỏc oxit và hiđroxit tương ứng giảm dần, đồng thời tớnh bazơ tăng dần
gam mol
Silic N M 28, 0
Tính chất
khụng vị, hơi nhẹ hơn khụng khớ
Tồn tại ở 2 dạng thự hỡnh P đỏ và P trắng
Tồn tại ở 3 dạng thự hỡnh: kim cương, than chỡ, Cacbon vụ định hỡnh
Tồn tại dưới hai dạng thự hỡnh silic tinh thể và silic vụ định hỡnh
Tính chất hoá học
trơ về mặt hoỏ học
Ở t0 cao N2 hoạt động hơn, thể hiện đồng thời tớnh khử & oxi hoỏ
Ở điều kiện thường đơn chất P hoạt động hơn so với N2
P mang đồng thời tớnh khử và tớnh oxi hoỏ
Tớnh
chất
hoỏ
học
Tớnh khử
Ở nhiệt độ khoảng 30000C cú p/ứ
N2 + O2
0
3000 C
2NO
Ở đk thường cú 2NO + O2 2NO2
P/ứ với O2 (2 trường hợp)
Dư O2: 4P + 5O2
0 t
2P2O5
Thiếu O2: 4P + 3O2
0 t
2P2O3
P/ứ với Cl2 (2 trường hợp)
Dư Cl2 : 5Cl2 + 2P
0 t
2PCl5
Thiếu Cl2 : 3Cl2 + 2P
0 t
2PCl3
P/ứ với cỏc hợp chất mang tớnh oxh (KClO3, KNO3, K2Cr2O7, KMnO4) 6P + 5KClO3
0 t
3P2O5 + 5KCl
P/ứ với O2
C + O2
0 t
CO2
Cdư + CO2
0 t
2CO
P/ứ với cỏc hợp chất mang tớnh oxh
C + 4HNO3 CO2 +4NO2 +2H2O
C + ZnO
0 t
Zn + CO
P/ứ với một số phi kim cú tớnh oxh
Si + 2F2 SiF4
Si + O2 SiO2
P/ứ với một số hợp chất cú tớnh oxh
Si + 2NaOH + H2O Na2SiO3 + 2H2
Tớnh oxi
hoỏ
P/ứ với khớ H2 (t0 > 4000)
N2 + 3H2
0 ,
t xt P
2NH
3
P/ứ với kim loại nitrua k.loại
N2 + 6Li 2Li3N (t0 thường)
N2 + 3Mg
0 t
Mg3N2
P/ứ với khớ H2
2P + 3H2
0 t
2PH3
P/ứ với một số kim loại hoạt động photphua kim loại
2P + 3Ca
0 t
Ca3P2
P/ứ với khớ H2
C + 2H2
0 t
CH4
P/ứ với kim loại cacbua kim loại
4Al + 3C
0 t
Al4C3
P/ứ với một số kim loạih.c silixua 2Mg + Si Mg2Si
Điều
chế
Phũng TN NH4NO2 t0 N2 + 2H2O hoặc
NH4Cl +NaNO2 N2 +NaCl +2H2O
Dựng phản ứng SiO2 + 2Mg
0 t
Si + 2MgO
C.nghiệp
Chưng cất phõn đoạn khụng khớ lỏng thu được N2 và O2
Nung hỗn hợp (photphorit, cỏt và than đỏ) ở 12000C
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C
0 t
0 t
3CaSiO3 +2P + 5CO
Kim cương nhõn tạo: nung tan chỡ ở
20000C, p = 50–100 nghỡn atm(xt:Fe)
Than chỡ nhõn tạo: nung than cốc ở
25000 – 30000 trong lũ điện
Than muội: CH4
0
t ,xt
C + 2H2
Dựng phản ứng SiO2 + 2C
0 t
Si + CO2
Một số hợp chất quan phổ biến ứng với các nhóm nguyên tố trên
Amoniac
(NH3)
Ch.khớ, k0
màu, mựi khai
H
Khớ amoniac
a) Tớnh bazơ: NH3 + HCl NH4Cl b) Tớnh khử:
- Tỏc dụng với oxi:
4NH3 +3O2
0
t
2N2 + 6H2O 4NH3 + 5O2
0
850 / Pt
4NO + 6H2O
- P/ứ Cl2: 2NH3+3Cl2 N2 + 6HCl
- Khử một số oxit kim loại:
3CuO + 2NH3
0
t
3Cu + N2 + 3H2O
Dung dịch amoniac
a) Tớnh bazo: NH3 + H2O NH
4+ + OH
-b) Tớnh chất của dung dịch NH3:
- Tớnh bazơ: NH3 + H+ NH4+
- Đổi màu chỉ thị: quỡ tớm xanh ; phenolphtalein hồng
- P/ứ với dd muối(Al3+, Fe2+, ) hiđroxit AlCl3+3NH3+3H2OAl(OH)3+3NH4Cl
Al3++3NH3 + 3H2O Al(OH)3+ 3NH4+
- Khả năng tạo phức Cu(OH)2 + 4 NH3 (dd)
[Cu(NH3)4]2+
(dd) + 2OH- (dd) Hoặc
AgCl + 2 NH3 (dd)
[Ag(NH3)2]+ (dd) + Cl- (dd)
PS: NH3 cú khả năng tạo phức với một số ion như Cu2+, Zn2+, Ag+, Co2+,
Co3+, Pt4+
* Trong phũng thớ nghiệm:
NH4++OH- Kiềm(rắn) NH3 +H2O 2NH4Cl(r) +CaO
0
t
2NH3 + CaCl2
* Trong cụng nghiệp:
N2 : chưng cất phõn đoạn kk lỏng
H2: CH4
0
t
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
0
t
NH3 + HCl
NH4HCO3
0
t
NH3 + CO2 + H2O
Đối với cỏc gốc axit cú tớnh oxi hoỏ
NH4NO2
0
t
N2 + 2H2O
NH4NO3
0
t
N2O + 2 H2O
Thực hiện p/ứ giữa (NH3) và dd axit
NH3 + H2SO4 NH4HSO4 2NH + HSO (NH)SO
O
O
Trang 5Hay: NH4 + OH NH3 + H2O 2
2NO 4H Cu Cu 2NO 2H O
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
t
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
PO 3Ag Ag 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
SiO
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
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 + Cl2
C
COCl2 (Photphogen)
CO + CuO t0 Cu + CO2
Điều chế: Trong CN:
0 0
1500 C
t 2
Trong PTN: HCOOH H SO (d) 2 5
CO + H2O
Cacbon dioxit (CO2)
Chất 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 là một oxit axit
- Tan trong nước tạo thành axit cacbonic, là axit yếu hai nấc
CO2 + 2H2O H
3O+ + 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 Li 2 CO 3 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).
CO32- + H2O HCO3- + OH
-P/ứ với axit mạnh :
2
2
Muối ko tan
0
t 2
CO oxit
t
- 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:
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
Phân
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, …
Kali nitrat
Canxi nitrat
Phân
Thúc đẩy quá trình sinh hoá của cây, giúp cây cứng cáp, chắc hạt
Amophot
H2
NH H PO (NH ) HPO
Phân
đạm, tăng cường khả năng chống bệnh của cây
Muối của kim loại kiềm và ion NH 4
là tan, còn lại kết
Trang 7Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :đại cơng kim loại và sơ lợc một số kim loại Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội Biên soạn –
I TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI
1 Tớnh chất vật lớ:
T.chất chung: tớnh dẻo, tớnh dẫn điện, tớnh dẫn nhiệt,ỏnh kim
Giải thớch: Tớnh chất vật lớ chung của kim loại gõy nờn bởi sự
cú mặt của cỏc electron tự do trong mạng tinh thể kim loại.
2 Tớnh chất húa học:
Tớnh chất húa học chung của kim loại là tớnh khử
Tỏc dụng với phi kim:
2Fe + 3Cl2 ⃗ to 2FeCl3
Cu + Cl2 ⃗ to CuCl2
4Al + 3O2 ⃗ to 2Al2O3
Fe + S ⃗ to FeS
Tỏc dụng với dung dịch axit:
Với dd axit HCl , H 2 SO 4 loóng: (trừ Cu,Ag,Hg,Au, Pt).
Fe + 2HCl ❑ ⃗ FeCl2 + H2
Với dung dịch HNO 3 , H 2 SO 4 đặc: (trừ Pt , Au )
3Cu + 8HNO3 (loóng) ⃗ to 3Cu(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O
Fe + 4HNO3 (loóng) ⃗ to Fe(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O
Cu + 2H2SO4 (đặc) ⃗ to CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O
Chỳ ý: HNO3 , H2SO4 đặc nguội khụng p/ứ với Al , Fe, Cr …
Tỏc dụng với nước:
Kim loại kiềm, 1 số kiềm thổ H O2 dd bazơ tan + H2
2Na + 2H2O ❑ ⃗ 2NaOH + H2
Một vài kim loại cú pứ vs nước ở t0 cao
3Fe + 4H2O
0
t 570
Fe
3O4 + 4H2
Fe + H2O
0
t 570
FeO + H
2
Số cũn lại khụng phản ứng với nước ở bất cứ điều kiện nào
Tỏc dụng với dung dịch muối: kim loại mạnh hơn khử ion của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do
Fe + CuSO4 ❑ ⃗ FeSO4 + Cu
II, DÃY ĐIỆN HOÁ CỦA KIM LOẠI
a Dóy điện húa của kim loại:
b í nghĩa của dóy điện húa:
Dự đoỏn chiều của phản ứng giữa 2 cặp oxi húa khử xảy ra theo chiều: chất oxi húa mạnh hơn sẽ oxi húa chỏt khử mạnh hơn sinh ra chất oxi húa yếu hơn và chất khử yếu hơn
Vớ dụ: phản ứng giữa 2 cặp Fe2+/Fe và Cu2+/Cu là:
Cu2+ + Fe ❑ ⃗ Fe2+ + Cu Oxh mạnh khử mạnh oxh yếu khử yếu
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.
Mn+ + ne M
2 Phương phỏp:
a Phương phỏp nhiệt luyện: dựng điều chế những kim
loại như Zn , Fe , Sn , Pb , Cu , Hg …Dựng cỏc chất khử mạnh như: C , CO , H2 hoặc Al để khử cỏc ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao
Fe2O3 + 3CO ⃗ to 2Fe + 3CO2
b Phương phỏp thủy luyện: dựng điều chế những kim
loại Cu , Ag , Hg …Dựng kim loại cú tớnh khử mạnh hơn để khử ion kim loại trong dung dịch muối
Fe + CuSO4 Cu + FeSO4
c Phương phỏp điện phõn:
* Điện phõn núng chảy: điều chế những kim loại
K , Na , Ca , Mg , Al
Điện phõn núng chảy cỏc hợp chất (muối, oxit, bazơ) của chỳng
2NaCl ⃗ đpnc 2Na + Cl2
* Điện phõn dung dịch: điều chế k.loại sau Al.
CuCl2 ⃗ đpdd Cu + Cl2
4AgNO3 + 2H2O ⃗ đpdd 4Ag + O2 + 4HNO3
Sơ lợc về một số nhóm kim loại và kim loại
Nhôm
gam mol
13Al MAl 27, 0
gam mol
26Fe MFe 56, 0
gam mol
24Cr MCr 52, 0
gam mol
29Cu MCu 64, 0
Vị trí ng tố trong
bảng HTTH
Kim loại kiềm thuộc nhóm IA, đứng
đầu mỗi chu kỳ (trừ chu kỳ I)
Gồm 6 n.tố: Li; Na; K; Rb; Cs; Fr*
Kloại kiềm thổ thuộc nhóm IIA
Gồm các nguyên tố :
Be, Mg, Ca, Sr, Kr, Ba, Ra
Nhôm (Al) ở ô số 13, thuộc nhóm IIIA, chu kỳ 3 của bảng HTTH Fe ở ô 26 , chu kỳ 4, nhóm VIIIB , của bảng HTTH Thuộc nhóm VIB , chu kỳ 4 , nằm ở ô số 24 của bảng HTTH Đồng nằm ở ô số 29 thuộc nhóm IBchu kỳ IV của bảng HTTH
Cấu tạo ng.tử Cấu hình dạng: ns1
KL kiềm có 1 e lớp ngoài cùng Cấu hình dạng: …ns2
KL kiềm thổ có 2e lớp ngoài cùng Cấu hình e 1s
22s22p63s23p1
22s22p63s23p63d64s2
5 4s1
22s22p63s23p63d104s1
Số oxi hoá phổ biến +1, +2
Tính chất vật lý
0 0
s nc
t ,t thấp
Khối lợng riêng nhỏ do KLK có
Rngtử lớn, cấu tạo mạng kém đặc khít
KLK mềm do lực liên kết KL trong tinh thể yếu
-KLK thổ có màu trắng bạc, có thể rát mỏng
0 0
s nc
t , t thấp , Khối lợng
riêng nhỏ
Là KL có màu trắng ánh bạc, khối l-ợng riêng lớn D= 7,2 g/cm3 Nóng chảy ở 18900C Là KL cứng nhất
Đồng l kim lọai m u đỏ, dẻo,à à dai,dễ kéo sợi dát mỏng
Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, l KL nặngà
có D = 8,89 g/cm3 nhiệt độ nóng chảy cao khoảng (10830C )
Sơ lợc
Kim loại kiềm có tính khử mạnh:
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
Na
2O2
4 Na + O2 (kk)
0 t
2Na2O
TQ:
0
2
2
(M O ) peoxit
oxit (M O)
0
t 2
2MgO 2MgO
0
t 2
1
2
4Al + 3O2
0 t
2Al2O3
3Fe + 2O2
0 t
Fe
3O4 (oxit sắt từ) 4Cr + 3O2
0 t
2Cr2O3
2Cu + O2
0 t
+ 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
2Fe3 Cl3
2Cr + 3S
0 t
Cr2S3
2Cr + 3Cl2
0 t
3
Cu + Cl2
0 t
CuCl2
Cu + S
0 t
CuS + Nớc
2 H2
↑
TQ:
1
2
Nhớ: nOH nM 2.nH 2
Ca, Ba, Sr có thể khử nớc bazơ
Ca +2 H2O → Ca(OH)2 +H2
↑
VớiMg
0
t
Be ko p/ứ vs nớc ở bất cứ đk nào
3H2
Trên thực tế phản ứng này rất ít xảy ra nên coi nh không có
ở nhiệt độ cao sắt khử hơi nớc tạo ra
H2 và Fe3O4 hoặc FeO 3Fe + 4H2O
0
t 570
Fe3O4 + 4H2
Fe + H2O
0
t 570
FeO + H
2
ở nhiệt độ thờng trong không khí tạo ra màng mỏng crom (III) oxit có cấu tạo mịn bền vững bảo vệ không cho Cr p/ứ với nớc
Cu không phản ứng với nớc ở điều kiện thờng
Trang 8x 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
2H2
Fe pứ chỉ lên đến số oxi hoá +2
Fe + 2HCl FeCl2 + H2 TQ: Fe + 2H+ Fe2+ + H2
Cr +2 HCl → CrCl2 + H2 ↑
Cr + 2 H2SO4 → CrSO4 + H2
↑
TQ: Cr + 2H+ Cr2+ + H2
Cu không tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loãng
Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :đại cơng kim loại và sơ lợc một số kim loại Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội Biên soạn –
Nhôm
gam mol
13Al MAl 27, 0
gam mol
26Fe MFe 56, 0
gam mol
24Cr MCr 52, 0
gam mol
29Cu MCu 64, 0
x Có tính
oxihoá
Có khả năng khử N+5 trong HNO3
loãng xuống N–3 (NH4NO3) và S+6
trong H2SO4 đặc xuống S–2 (H2S) 4Mg + 10HNO3(loãng)
4Mg(NO3)2+ NH4NO3 + 3H2O 4Mg + 5H2SO4(đặc)
4MgSO4 + H2S + 4H2O
Al + 4HNO3(loãng)
Al(NO3)3 + 2NO + H2O 2Al + 6H2SO4(đặc)
Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 4HNO3(loãng)
Fe(NO3)3 + 2NO + H2O 2Fe + 6H2SO4(đặc)
Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Cu + 2H2SO4(đặc)
CuSO4 + SO2 + H2O
Cu + 4HNO3 (đặc)
Cu(NO3)2 + 2NO2 ↑ +H2O
3Cu + 8HNO3(loãng)
3Cu(NO3)2+2NO2 ↑ +H2O
+ dd muối
PS: KLK không khử trực tiếp ion kim loại trong muối mà khử nớc trớc
VD: Cho mẩu Na vào dd AlCl3
2Na + 2H2O 2NaOH + H2 3NaOH + AlCl3 Al(OH)3 + 3NaCl NaOH + Al(OH)3 Na Al OH 4
Ca, Ba khử nớc ở đk thờng pứ với dd muối tơng tự nh đối với kim loại kiềm
Mg : đẩy đợc ion kim loại đứng sau
nó trong dãy hoạt động hoá học ra khỏi muối
Mg + CuCl2 Cu + MgCl2
Các kim loại này đều có khả năng khử đợc ion kim loại đứng sau nó trong dãy điện hoá ra khỏi dung dịch muối
2Al + 3FeSO4 3Fe + Al2(SO4)3
Hay 2Al + 3Fe2+ 3Fe + 2Al3+
Fe + Cu(NO3)2 Fe(NO3)2 + Cu Hay
Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu
Cu + 2AgNO3 Cu(NO3)2 + 2Ag Hay
Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag
Phản ứng đặc biệt
P/ứ với kiềm mạnh muối + H2
Al + NaOH + H2O NaAlO2 +
3
2H2
P/ứ nhiệt nhôm (pứ vs oxit kim loại) 2Al + 3CuO
0
t
Al2O3 + 3Cu 8Al + 3Fe3O4
0
t
4Al2O3 + 9Fe
Điều chế kim loại
Điện phân nóng chảy muối clorua của kim loại tơng ứng
2NaCl dpcn 2Na + Cl2
Điện phân nóng chảy hợp chất clorua tơng ứng
MgCl2
dpcn
Mg + Cl2
Điện phân nóng chảy Al2O3 trong hỗn hợp với coriolit (Na3AlF6)
2Al2O3
3 6
Na AlF
4Al + 3O2
Điện phân dung dịch FeCl2
FeCl2
dp
Fe + Cl2
Dùng (CO, Al, H2, ) khử oxit sắt
Fe2O3 + 3CO
0
t
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
0
t
Al2O3 + 2Cr
Nhiệt luyện quặng CuFeS2
2CuFeS2 + 5O2 + 2SiO2
0
t
0
t
2Cu + 2FeSiO2 + 4SO2
CuCl2
dp
Fe + Cl2
Nhận biết ion
kim loại
(xem kĩ hơn ở
bảng thống kê
một số cách nhận
biết )
Dùng đũa Pt nhúng vào các mẫu thử dung dịch rồi đốt nhận xét màu ngọn lửa thu đợc
Na+ :Ngọn lửa m.vàng
K+ :Ngọn lửa m.tớm
Li+ :Ngọn lửa m.đỏ tớa
Rb+ :Ngọn lửa m.đỏ mỏu
Cs+ :Ngọn lửa m.xanh da trời
Mg2+ tạo m.trắng với
2 3
CO ,OH
2
2
Ba2+, Ca2+tạo m.trắngvới các ion
CO ,SO ,
Al3+ tạo kết tủa keo lơ lửng m.trắng trong dung dịch kiềm, nếu kiềm d kết tủa tan dần đến hết
3
3
hoặc
3
Al 3NH 3H O Al(OH) 3NH
Fe2+ tạo màu trắng xanh với OH–,NH3 2
2
Fe 2OH Fe(OH) 2
Fe 2NH 2H O Fe(OH) 2NH
Fe3+ tạo màu nâu đỏ với OH–,NH3 3
3
3
Fe 3NH 3H O Fe(OH) 3NH
ddCr2+ làm mất màu dd Br2
2Cr2+ + Br2 2Cr3+ + 2Br–
Cr3+: dd màu lục P/ứ với Cl2/OH– dd m.vàng 3
2Cr Cl 8OH CrO 2Cl 4H O
P/ứ với OH– đặc tạo kết tủa m.trắng, nếu OH– d thì kết tủa tan dần tơng tự nh đối với Al3+
ddCu2+ có m.xanh lam đặc trng
Cu2+ tạo kết tủa m.xanh lam với dd kiềm
2
2
Cu 2OH Cu(OH)
Cu2+ tạo kết tủa với NH3, nếu NH3
d thì kết tủa tạo phức tan m.xanh 2
Cu 2NH 2H O Cu(OH) NH
2
Cu(OH) 4NH Cu NH 2OH
Sơ lợc về
một số kim
loại khác
A, Bạc (47Ag)
Ô 47, chu kì 5, nhóm IB
Cấu hình e: [Kr]4d105s1
Kim loại, m.trắng bạc, mềm dẻo, dẫn điện và nhiệt tốt nhất
Tính chất hoá học
Tính khử yếu, không bị oxi hoá ở nhiệt độ thờng và nhiệt độ cao, không
một số chất oxi hoá mạnh
Ag + H2SO4
1
2Ag2SO4+
1
2SO2+H2O 4Ag + 2H2S + O2 2Ag2S + 2H2O
B, Vàng (79Au)
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
theo tỉ lệ mol bất kì mà chỉ pứ với hh
n HNO3 :n HCl 1: 3
Au+HNO3+3HClAuCl3+2H2O+NO
Au có khả năng tạo hỗn hống với Hg
C, Niken (28Ni)
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
0
t
2NiO
Ni + Cl2
0
t
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
D, Kẽm (30Zn)
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
0
t
2ZnO
Zn + S
0
t
ZnS
Zn + 2H+ Zn2+ + H2
Zn + 4HNO3
Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
Zn cũng là một kim loại lỡng tính
2H2O + Zn + 2NaOH
Na2Zn(OH)4 + H2
E, Thiếc (50Sn)
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(NO3)2 + 2NO+4H2O P/ứ với dd muối
Sn + Cu2+ Sn2+ + Cu
Sn có p/ứ vs dd kiềm đặc nóng
F, Chì (82Pb)
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 HNO3 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 cơng kim loại và sơ lợc một số kim loại Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội Biên soạn –
A, Hợp chất của Natri
Natri hidroxit (NaOH)
Ch.rắn, k0 màu, dễ hút ẩm tan tốt trong nớc
Tính chất hoá học: NaOH H O 2
Na OH
+, NaOH làm quỳ tím xanh, phenolphthalein hoá hồng
+, P/ứ với axit:
2 2
+, P/ứ với dd muối:
2
2
2NaOH CuCl Cu OH 2NaCl 2OH Cu Cu OH
+, P/ứ oxit axit:
2
NaOH CO NaHCO , 2NaOH CO Na CO H O
OH CO HCO (1) , 2OH CO CO H O(2)
Sản phẩm
p.ứ (1) p.ứ (1) + (2) p.ứ (2)
Điều chế: Điện phân dd NaCl bão hoà có màng ngắn xốp
Natri cacbonat (Na 2 CO 3 ) và Natri hidrocacbonat (NaHCO 3)
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 nớc, kém bền vs t0
Môi
trờng
Na2CO3 2Na+ +
2 3
CO
2
CO H O CO 2OH
d2 Na2CO3 ở môi trờng kiềm
2
d2 NaHCO3 lỡng tính
3 2 3
(các chất có cùng nồng độ) p/ứ dd
axit Na2CO2NaCl + H3 + 2HCl 2O + CO2
NaHCO3 + HCl
NaCl + H2O + CO2
p/ứ dd
bazơ Na2CO3 + Ca(OH) CaCO2 3 + 2NaOH NaHCO3 + NaOH Na2CO3 + H2O
p/ứ dd
muối Na2CO3 + BaCl BaCO2 3 + 2NaCl
Kém
3
0
t
0
t
Na2CO3 + CO2 + H2O
B, Hợp chất của Canxi
Canxi hidroxit (Ca(OH) 2)
Ch.rắn màu trắng.ít tan trong nớc,rất bền với nhiệt
Khi tan trong nớc dd nớc vôi trong Ca(OH)2 t/c bazơ
+, Làm quỳ tím hoá xanh, phenolphthalein hoá hồng
+, P/ứ với axit : Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + 2H2O
+, P/ứ oxit axit
2
Ca(OH) 2CO Ca(HCO ) Ca(OH) CO CaCO H O
OH CO HCO (1) 2OH CO CO H O(2)
PS: nOH 2.n Ca(OH) 2
áp dụng nh đối với NaOH sản phẩm +, P/ứ dd muối : Ca(OH)2 + MgCl2 Mg(OH)2 + CaCl2
Canxi cacbonat và Canxi hidrocacbonat
t.chất
vật lý Ch.rắn, m.trắng, k
0 tan trong nớc, không bền với nhiệt Ch.rắn, m.trắng, tan trong n-ớc, không bền với nhiệt
P/ứ vs
axit CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2
Ca(HCO3)2 + 2HCl
CaCl2 + 2H2O + 2CO2
Kém
bền CaCO3
0
t
CaO + CO2 Ca(HCO3)2
0
t
CaCO3 + CO2 + H2O p/ứ vs
bazơ Ca(HCO CaCO3)3 2 + 2 NaOH + Na2CO3 + 2H2O
Canxi sunfat (CaSO4)
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
Nớc chứa nhiều ion Ca2+, Mg2+ đợc gọi là nớc cứng
Nếu các ion tồn tại ở dạng muối hidrocacbonat Ca(HCO3)2 hay Mg(HCO3)2 nớc cứng tạm thời
Nếu các ion tồn tại ở dạng muối clorua or sunfat CaCl2 hay MgCl2 hoặc CaSO4 hay MgSO4 nớc cứng vĩnh cửu
Nớc cứng chứa cả 2 loại trên nớc cứng toàn phần Cách làm mềm nớc cứng
Phơng pháp kết tủa
Đun nớc sôi để phân huỷ Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 thành muối cacbonat không tan lắng xuống đáy ta đợc nớc mềm Ca(HCO3)2
0 t
CaCO3 + CO2 + H2O
Mg(HCO3)2
0 t
MgCO3 + CO2 + H2O
Dùng Ca(OH)2 1 lợng vửa đủ để trung hoá muối axit kết tủa các ion Ca2+ và Mg2+ làm mất tính cứng tạm thời Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 2CaCO3 + 2H2O Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2 MgCO3 + CaCO3 + 2H2O Dùng Na2CO3 để làm mất tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu của nớc cứng
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 CaCO3 + 2NaHCO3 CaSO4 + Na2CO3 CaCO3 + Na2SO4
Phơng pháp trao đổi ion
C, Hợp chất của nhôm
Nhôm oxit (Al 2O3)
Ch.rắn, màu trắng, k0 tan trong nớc, bền với nhiệt, cứng Al2O3 có tính chất lỡng tính
+, Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O Hay Al2O3 + 6H+ Al3+ + 3H2O +, Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O Hay Al2O3 + 2OH – 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 nớc, kém bền vs t0
Tính chất hoá học +, Al(OH)3 là một hidroxit lỡng tính Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + NaOH Na[Al(OH)4] +, Al(OH)3 kém bền với nhiệt 2Al(OH)3 Al2O3 + H2O Điều chế
Al3+ + 3OH – Al(OH)3
Al3+ + 3NH3 + 3H2O Al(OH)3 + 3NH 4
Một số muối nhôm (Al 3+)
AlCl3: Chất xúc tác cho một số phản ứng hữu cơ
Al2(SO4)3 : Phèn chua có ứng dụng làm sạch nớc, diệt khuẩn
Al SO 2 4 3.K SO 24H O 2 4 2 KAl SO 4 2.12H O 2
Một số muối nhôm bị thuỷ phân tạo khí tơng ứng
CH NH H S PH
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 lỡng tính tan trong axit và kiềm đặc
Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O
Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O Crom (III) hiđroxit
Là chất rắn màu xanh nhạt Cr(OH)3 là hiđroxit lỡng tính Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2 + 2H2O Cr(OH)3 +3 HCl → CrCl3 +3H2O Muối crom(III)
Vì ở trạng thái số oxihoa trung gian , ion Cr3+ trong dd vừa có tính oxihoa , vừa có tính khử
VD : 2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 +ZnCl2
2Cr3+ + Zn → 2Cr2+ + Zn2+
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 trờng axit muối crom (VI) bị khử thành muối crom(III)
3Fe (SO ) Cr (SO ) K SO 7H O
Trong dung dịch của ion Cr2O72- (màu da cam) luôn có cả ion CrO42- (màu vàng ) ở trạng thái cân bằng với nhau
Cr2O72- + H2O ⇔ 2CrO42- +2H+
E, Hợp chất của Sắt
Tớnh bazơ
Tớnh khử
Tớnh oxi húa
Màu sắc
Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2 ↓ (hơi xanh ) 4Fe(OH)2 +O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 ↓
(nâu đỏ )
3 Muối sắt (II) :
Đa số muối Fe(II) tan trong nớc, khi kết tinh thờng
ở dạng ngậm nớc : FeSO4.7H2O, FeCl2.4H2O
Dễ bị oxihoa thành muối sắt (III) bởi các chất oxi hoá:
0
t
2 Fe Cl Cl 2 Fe Cl
Điều chế :Cho Fe ( hoặc FeO , Fe(OH)2 ) t/d HCl,
H2SO4 loãng :
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 ↑
FeO + H2SO4 → FeSO4 + H2O
II Hợp chất sắt (III) :
ion Fe3+ có khả năng nhận 1,3 e để trở thành ion
Fe2+ hoặc Fe
Fe3+ +1e → Fe2+ ; Fe3+ + 3e ↑ Fe Tính chất hoá học đặc trng của hợp chất Fe(III) là tính oxihoá
1 Sắt (III) oxit : Fe 2 O 3
Là chất rắn màu nâu đỏ, không tan trong nớc Có trong quặng hematit Tan trong axit mạnh :
Fe2O3 +6 HCl → 2FeCl3 + 3H2O + ở nhiệt độ cao bị CO, H2 khử thành Fe
Fe2O3 + 3CO
0
t
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 nớc, thờng ở dạng ngậm nớc Thí dụ : FeCl3.6H2O , Fe2(SO4)3.9H2O Các muối sắt(III) có tính oxihoa,dễ bị khử thành muối sắt(II)
Fe 2 Fe Cl 3Fe Cl Cho bột đồng vào dd muối sắt(III) thấy màu xanh xuất hiện màu của ion Cu2+
Cu 2 Fe Cl Cu Cl 2 Fe Cl
Phản ứng của ion sắt 3+ với một số dd và ion 2Fe3+ + H2S 2Fe2+ + S + 2H+ 2Fe3+ + 3CO32 + 3H2O 2Fe(OH)3 + 3CO2
III - Hợp kim của sắt
1)Gang
Gang là hợp kim sắt – cacbon (C chiếm từ 2% đến 5% khối lượng) và lượng nhỏ Si, Mn, P, S
–Gang trắng: cứng, giũn Chứa ớt C, rất ớt Si, nhiều
Fe3C Dựng để luyện thộp
–Gang xỏm ớt cứng và ớt giũn hơn Chứa nhiều C và
Si Dựng để đỳc cỏc vật dụng
2)Thộp
Thộp là hợp kim sắt – cacbon và một lượng rất ớt
cỏc nguyờn tố Si, Mn (C chiếm từ 0,01% đến 2%
khối lượng).
–Thộp thường hay thộp cacbon chứa ớt C, Si, Mn và rất ớt S, P
–Thộp đặc biệt là thộp cú chứa thờm S, Mn, Cr, Ni,
W, V
3)Sản xuất gang, thộp
a)Sản xuất gang:
*Nguyờn tắc: Khử quặng sắt oxit bằng than cốc
trong lũ cao
: Thạch cao sống : Thạch cao nung
1 2 2
OH CO
n n
điện phân
Trang 10Fe(OH)3 ´ Nõu đỏ
I) Hợp chất của sắt (II)
1 Tính chất hoá học của hợp chất Fe(II)
Fe2+ → Fe3+ + e Tính chất hoá học đặc trng của hợp chất Fe(II) là tính khử
1 Sắt(II) ôxit : FeO
3
3FeO NO 10H 3Fe NO 5H O
Điều chế : Dùng H2, hay CO, khử Fe(III) oxit ở 5000C:
Fe2O3 + CO
0
t
2 FeO + CO2 ↑
2 Sắt (II) hiđoxit : Fe(OH) 2
- Là chất rắn màu trắng hơi xanh, không tan trong nớc Trong
không khí Fe(OH)2 dễ bị oxihoa thành Fe(OH)3
*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
o
t
2CO
-Phản ứng khử sắt oxit.
Fe2O3 + CO
o
t
Fe3O4 + CO2
Fe3O4 + CO to FeO + CO2 FeO + CO
o
t
Fe + CO2
-Phản ứng tạo xỉ
CaCO3 to CaO + CO2 CaO + SiO2 to CaSiO3
b)Sản xuất thộp:
*Nguyờn tắc: Giảm hàm lượng cỏc tạp
chất C, S, Si, Mn, cú trong gang bằng cỏch oxi húa cỏc tạp chất đú thành oxit rồi biến thành xỉ và tỏch ra khỏi thộp
E, Hợp chất của đồng
1) Đồng (II) oxit : CuO
- L chất rắn m u đen, tác dụng với axit, oxit axit à à
- CuO + H2SO4 CuSO4 +H2O
- CuO dễ bị H2, CO, C khử thành đồng kim loại
- CuO + H2
0
t
Cu + H2O
2) Đồ ng (II) hidroxit : Cu(OH) 2
- L chà ất rắn m u xanh.không tan trong nà ớc
- Dễ tan trong các dd axit Cu(OH)2 + 2HCl à CuCl2 +2H2O
- Cu(OH)2 dễ bị nhiệt phân Cu(OH)2
0
t
CuO + H2O 3
Muối đồng (II) .
- dd muối đồng có màu xanh
- Muối đồng (II) VD : CuCl2 , CuSO4 , Cu(NO3)2
Muối đồng (II) sunfat kết tinh ở dạng ngậm nớc CuSO4 5H2O
0
t
CuSO4 +5 H2O