1
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
CHƯƠNG 5 : ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI
Kiến
thức
chung
Ăn
mòn
kim
loại
Điều
chế
kim
loại
1. Tính chất vật lí :
+ Các kim loại thường ở thể rắn trừ thủy ngân (Hg) thể lỏng.
+ Tính chất vật lí chung :
Do các
- Tính dẻo : Au > Ag > Al > Cu > Sn ...
electron
- Tính dẫn điện : Ag > Cu > Au > Al > Fe ...
tự do
- Tính dẫn nhiệt
- Tính ánh kim.
+ Tính chất vật lí riêng :
- Khối lượng riêng : lớn nhất Os / nhỏ nhất Li
- Nhiệt độ nóng chảy : cao nhất W / thấp nhất Hg
- Tính cứng : cứng nhất Cr / mềm nhất : Cs
2. Dãy điện hóa :
Thứ tự cặp oxi hóa khử
(**) Quy tắc α : oxi hóa mạnh + khử mạnh → oxi hóa yếu hơn + khử yếu hơn
1. Ăn mòn hóa học : không sinh dòng điện
2. Ăn mòn điện hóa : có sinh dòng điện (chuyển dời từ cực âm sang dương)
Điều kiện : có 2 điện cực khác nhau về bản chất . Ví dụ : Zn-Fe hoặc Fe-C . Hai điện
cực tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn. Hai điện cực cùng tiếp xúc với một
dung dịch chất điện li.
3. Bảo vệ kim loại : bảo vệ bề mặt và điện hóa.
1. Phương pháp thủy luyện :
Kim loại mạnh khử ion kim loại yếu hơn ra khỏi dung dịch muối của nó. Ứng dụng :
để điều chế kim loại sau Al.
2. Phương pháp nhiệt luyện :
Dùng các chất có tính khử mạnh (CO, H2, Al ...) khử các oxit kim loại ở nhiệt độ cao.
Ứng dụng : để điều chế các kim loại sau Al.
3. Phương pháp điện phân :
a. Điện phân nóng chảy :
+ Điện phân nóng chảy muối halogenua : điều chế kim loại kiềm và kiềm thổ.
+ Điện phân nóng chảy Al2O3 điều chế Al.
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
2
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
b. Điện phân dung dịch :
+ Tại catot (cực âm) : xảy ra quá trình khử (quá trình nhận electron)
Ví dụ : Ag+ + 1e → Ag ;
Fe3+ + 1e → Fe2+
Cu2+ + 2e → Cu ;
2H+ + 2e → H2 ;
Fe2+ + 2e → Fe
.....
2H2O + 2e → 2OH- + H2
+ Tại anot (cực dương) : xảy ra quá trình oxi hóa (quá trình nhường electron)
Ví dụ : 2Cl- → Cl2 + 2e
2OH- → H2O + ½ O2 + 2e
.......
H2O → 2H+ + ½ O2 + 2e
Ứng dụng : Để điều chế kim loại sau Al.
BÀI I : TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI – DÃY ĐIỆN HÓA
CỦA KIM LOẠI
I/ TÍNH CHẤT VẬT LÍ :
1/ Tính chất vật lí chung : đa số trạng thái rắn (trừ Hg)
a/ Tính dẻo : khi tác dụng một lực lên miếng kim loại, nó biến dạng. Do các cation kim loại
trong mạng tinh thể trượt lên nhau nhờ lực hút tĩnh điện của các e tự do với các cation kim loại.
Kim loại có tính dẻo giảm dần : Au, Ag, Al, Cu, Sn ...
b/ Tính dẫn điện : khi đặt một hiệu điện thế vào hai đầu dây kim loại, những e chuyển động tự
do sẽ chuyển động thành dòng có hướng, từ cực âm sang cực dương, tạo thành dòng điện. Khi
nhiệt độ tăng tính dẫn điện giảm, do sự chuyển động của ion kim loại tăng làm cản trở sự chuyển
động của các e tự do. Khả năng dẫn điện giảm : Ag, Cu, Au, Al, Fe ...
c/ Tính dẫn nhiệt : các e trong vùng nhiệt độ cao có động năng lớn, chuyển động hỗn loạn và
nhanh chóng sang vùng có nhiệt độ thấp hơn, truyền năng lượng cho các ion dương ở vùng này
nên nhiệt lan truyền từ vùng này sang vùng khác trong khối kim loại. Thường kim loại dẫn điện
tốt thì cũng dẫn nhiệt tốt : Ag, Cu, Al, Fe ...
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
3
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
d/ Ánh kim : các e tự do trong tinh thể kim loại phản xạ hầu hết những tia sáng nhìn thấy được,
do đó kim loại có vẻ sáng lấp lánh gọi là ánh kim.
*Kết luận : tính chất vật lí chung của các kim loại do các e tự do gây ra .
2/ Tính chất riêng :
- Khối lượng riêng : lớn nhất Os / nhỏ nhất Li
- Nhiệt độ nóng chảy : cao nhất W / thấp nhất Hg
- Tính cứng : cứng nhất Cr / mềm nhất : Cs
II/ TÍNH CHẤT HÓA HỌC :
Tính chất chung : tính khử. Kim loại dễ bị oxi hóa thành ion dương kim loại. M → Mn+ + ne
1/ Tác dụng với phi kim : kim loại khử phi kim thành ion âm. Hầu hết các kim loại đều tác dụng
được các phi kim trừ Ag, Au, Pt .
Ví dụ :
0
t
→ 2Al2O3 ;
4Al + 3O2 ⎯⎯
0
t
→ 2FeCl3
2Fe + 3Cl2 ⎯⎯
;
Hg + S → HgS ...
2/ Tác dụng với dung dịch axit :
a/ Với dung dịch HCl và H2SO4 loãng :
Kim loại trước H khử ion H+ thành H2 (tạo muối kim loại có hóa trị thấp) :
2M + 2nH+ → 2Mn+ + nH2
Ví dụ : Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
;
2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2 ...
+5
b/ Với dung dịch HNO3 và H2SO4 đặc : hầu hết kim loại (trừ Au, Pt) khử được N (trong
+6
HNO3) và S (trong H2SO4) xuống oxi hóa thấp hơn. HNO3 và H2SO4 đặc nguội làm thụ động
hóa Al, Fe, Cr ...
NO (hóa nâu trong không khí)
NO2 (màu nâu đỏ )
Kim loại + HNO3 → muối + H2O +
( kl có số oxh cao nhất)
N2 (không màu)
N2O (không màu)
NH4NO3 ( muối tan)
-
Với các kim loại có tính khử yếu : Cu, Ag, Pb ... thì HNO3 đặc → NO2 , HNO3 loãng →
NO
Với kim loại có tính khử mạnh : Mg, Al, Zn ... HNO3 loãng có thể bị khử đến N2 , N2O ,
NH4NO3
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
4
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
-
Thông thường : HNO3 loãng → NO ; HNO3 đặc → NO2
SO2 : khí không màu mùi hắc
Kim loại + H2SO4 đặc nóng → muối + H2O +
S : rắn màu vàng
(kl có số oxh cao nhất)
H2S : khí không màu mùi
trứng thối
-
Thông thường : H2SO4 đặc nóng → SO2
0
t
→ Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Ví dụ : Fe + 6HNO3 (đặc) ⎯⎯
3Cu + 8HNO3 (loãng) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3 (loãng) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
0
t
→ Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Fe + 6H2SO4 (đặc) ⎯⎯
3/ Tác dụng với nước :
a/ Kim loại mạnh : nhóm IA và IIA (trừ Be không khử được nước, Mg khử chậm). Các kim loại
còn lại khử mạnh nước ở nhiệt độ thường, giải phóng khí H2 .
2M + 2nH2O → 2M(OH)n + nH2
Ví dụ : 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
;
Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2
b/ Kim loại trung bình : Fe, Zn ... khử được hơi nước ở nhiệt độ cao.
Ví dụ :
0
t
→ Fe3O4 + 4H2
3Fe + 4H2O ⎯⎯
c/ Kim loại yếu : Cu, Ag, Au ... không khử được nước dù ở nhiệt độ cao.
4/ Tác dụng với dung dịch muối :
➢ Với các kim loại trung bình yếu (không khử được nước ở nhiệt độ thường) : có thể khử
được ion kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do.
Ví dụ : Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu ; phương trình ion : Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu
➢ Với các kim loại mạnh (tác dụng với nước ở nhiệt độ thường) : thì xảy ra 2 giai đoạn
+ Giai đoạn 1 : kim loại tác dụng với nước tạo dung dịch kiềm và H2
+ Giai đoạn 2 : dung dịch kiềm sẽ phản ứng với dung dịch muối (nếu thỏa mãn điều kiện xảy ra).
Ví dụ : Cho Na vào dung dịch CuSO4 , phản ứng sẽ xảy ra như sau :
Na + H2O → NaOH + ½ H2
2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4
III/ DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI :
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
5
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
M
Mn+ + ne
1/ Cặp oxi hóa - khử của kim loại :
→ Mn+ / M
(dạng oxi hóa)
(dạng khử)
Dạng oxi hóa và dạng khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa – khử của kim
loại. Thí dụ ta có các cặp oxi hóa – khử : Ag+ / Ag ; Cu2+ / Cu ; Fe2+ / Fe ...
2/ So sánh tính chất của các cặp oxi hóa – khử :
** Thí dụ 1 : cho đinh sắt vào dung dịch CuSO4 : Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu
Ngược lại, cho Cu vào dung dịch FeSO4 : không phản ứng .
→ kết luận : Fe có tính khử mạnh hơn Cu ; Cu2+ có tính oxi hóa mạnh hơn Fe2+ .
** Thí dụ 2 : cho Cu vào dung dịch AgNO3 : Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag
Ngược lại : cho Ag vào dung dịch Cu(NO3)2 : không phản ứng.
→ kết luận : tính khử Cu > Ag ; tính oxi hóa Ag+ > Cu2+
➢ Từ 2 thí dụ trên : tính khử Fe > Cu > Ag
; tính oxi hóa Fe2+ < Cu2+ < Ag+
3/ Dãy điện hóa của kim loại :
4/ Ý nghĩa dãy điện hóa của kim loại :
Dự đoán chiều của phản ứng giữa 2 cặp oxi hóa khử xảy ra theo chiều: chất oxi hóa mạnh hơn sẽ
oxi hóa chất khử mạnh hơn sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn (quy tắc α ).
Thí dụ: phản ứng giữa 2 cặp Ag+ /Ag và Cu2+ /Cu là:
Cu
Khử mạnh
Tài liệu sưu tầm
+
2Ag+
oxh mạnh
→
Cu2+
oxh yếu
+
2Ag
khử yếu
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
6
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
BÀI II : SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
1/ Ăn mòn kim loại : là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi
trường xung quanh. Đó là một quá trình hóa học hoặc quá trình điện hóa trong đó kim loại bị oxi
hóa thành ion dương. M → Mn+ + ne
2/ Các dạng ăn mòn kim loại :
Phân
loại
Ăn mòn hóa học
Ăn mòn điện hóa học
Khái
niệm
Là quá trình oxi hóa – khử,
trong đó các e của kim loại
được chuyển trực tiếp đến các
chất trong môi trường.
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
e chuyển dời từ cực âm đến cực dương.
Điều
kiện
Đặc
điểm
Kinh
nghiệ
m
+ Không phát sinh dòng điện,
nhiệt độ càng cao tốc độ ăn
mòn càng nhanh.
+ Ăn mòn hóa học thường
xảy ra ở những bộ phận của
thiết bị lò đốt hoặc những
thiết bị thường xuyên phải
tiếp xúc với hơi nước và khí
oxi ...
Nhận biết ăn mòn hóa học, ta
thấy ăn mòn kim loại mà
không thấy xuất hiện cặp kim
loại hay cặp kim loại – C thì
đó là ăn mòn kim loại.
Tài liệu sưu tầm
Thỏa mãn đồng thời 3 điều sau :
- Các điện cực phải khác nhau về bản chất :
cực âm (anot) bị ăn mòn cực dương (catot) được bảo
vệ
Kim loại
kim loại yếu hơn
(Zn – Cu)
Kim loại
phi kim (Fe – C)
Kim loại
hợp chất hóa học (Fe
– Fe3C)
- Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp
với nhau qua dây dẫn.
- Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li.
+ Ăn mòn điện hóa thường xảy ra khi cặp kim loại
(hoặc hợp kim) để ngoài không khí ẩm, hoặc nhúng
trong dung dịch axit, dung dịch muối, trong nước
không nguyên chất ...
+ Có phát sinh dòng điện.
Những trường hợp xuất hiện ăn mòn điện hóa thường
gặp :
+ Kim loại – kim loại (Fe - Cu) : kim loại mạnh bị ăn
mòn (anot bị oxi hóa), kim loại yếu được bảo vệ.
+ Kim loại – phi kim (Fe - C) (thép) .
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
7
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
+ Kim loại mạnh khử ion kim loại yếu hơn ra khỏi
muối (Fe tác dụng CuSO4 ...)
+ Kim loại tác dụng với dd axit và muối của kim loại
đứng sau.
3/ Các biện pháp chống ăn mòn kim loại :
a/ Phương pháp bảo vệ bề mặt : phủ lên bề mặt kim loại một lớp sơn, dầu mỡ, chất dẻo ... lau
chùi để nơi khô ráo ...
b/ Phương pháp điện hóa : dùng một kim loại làm “vật hi sinh” để bảo vệ vật liệu kim loại.
Ví dụ : để bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép, người ta gắn các lá Zn vào phía ngoài vỏ tàu ở phần
chìm trong nước biển (nước biển là chất điện li). Zn bị ăn mòn, vỏ tàu được bảo vệ.
BÀI III : ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
Mn+ + ne → M
I/ Nguyên tắc : Là khử ion kim loại thành nguyên tử.
II/ Phương pháp điều chế : tùy thuộc vào độ hoạt động hóa học của kim loại mà người ta chọn
phương pháp điều chế phù hợp.
1/ Phương pháp nhiệt luyện : dùng để điều chế kim loại trung bình và yếu (sau Al)
Nguyên tắc : Dùng các chất khử như CO , H2 , C hoặc kim loại hoạt động : khử ion kim loại
trong oxit ở nhiệt độ cao.
0
t
→ 2Fe + 3CO2
Ví dụ : Fe2O3 + 3CO ⎯⎯
;
0
t
→ Al2O3 + 2Cr
Cr2O3 + 2Al ⎯⎯
Phương pháp này được sử dụng để sản xuất kim loại trong công nghiệp. Chất khử hay được sử
dụng trong công nghiệp là C .
2/ Phương pháp thủy luyện : để điều chế kim loại trung bình và yếu (sau Al).
+ Cơ sở phương pháp : dùng những dung dịch thích hợp như H2SO4 , NaOH , NaCN ... để hòa
tan kim loại hoặc hợp chất của kim loại và tách ra khỏi phần không tan có trong quặng.
+ Nguyên tắc : Kim loại mạnh (không khử nước) khử ion kim loại yếu hơn ra khỏi dung dịch
muối của nó.
Ví dụ : Zn + FeSO4 → ZnSO4 + Fe ; phương trình ion : Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe
➢ Với các kim loại mạnh (tác dụng với nước ở nhiệt độ thường) : thì xảy ra 2 giai đoạn
+ Giai đoạn 1 : kim loại tác dụng với nước tạo dung dịch kiềm và H2
+ Giai đoạn 2 : dung dịch kiềm sẽ phản ứng với dung dịch muối (nếu thỏa mãn điều kiện xảy ra).
Ví dụ : Cho K vào dung dịch CuSO4 , phản ứng sẽ xảy ra như sau :
K + H2O → KOH + ½ H2
2KOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + K2SO4
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
8
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
3/ Phương pháp điện phân :
a/ Khái niệm : sự điện phân là quá trình oxi hóa – khử xảy ra trên bề mặt các điện cực, khi cho
dòng điện một chiều đi qua dung dịch chất điện li hoặc chất điện li nóng chảy.
b/ Các quá trình oxi hóa – khử xảy ra ở điện cực :
➢ Tại catot (cực âm) : xảy ra quá trình khử (quá trình nhận e)
K+
Na+ ...
Al3+
|
H2O
Mn2+ ... Fe2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ Hg2+ ....
|
Không bị điện phân
khả năng nhận e tăng dần
2H2O + 2e → H2 + 2OH-
2H+ + 2e → H2
Mn+ + ne → M
Thứ tự sản phẩm được tạo thành
Ví dụ : điện phân dung dịch chứa các ion sau : Cu2+ , Fe2+, Fe3+ , Ag+ , H+ . Thứ tự điện phân sẽ
xảy ra như sau :
Ag+ + 1e → Ag ;
Fe3+ + 1e → Fe2+ ;
Cu2+ + 2e → Cu ;
2H+ + 2e → H2 ;
Fe2+ + 2e → Fe
.....
2H2O + 2e → 2OH- + H2
➢ Tại anot (cực dương) : xảy ra quá trình oxi hóa (quá trình nhường e)
I-
Br- Cl- S2- OH- H2O
Khả năng nhường e tăng
2Cl- → Cl2 + 2e
|
NO3- SO42- CO32- PO43không bị oxi hóa (không điện phân)
2OH- → ½ O2 + H2O + 2e
H2O → ½ O2 + 2H+ + 2e
c/ Công thức Faraday : tính khối lượng chất thu được tại các điện cực
trong đó : m là khối lượng chất thu được ở điện cực (gam)
A là khối lượng mol nguyên tử thu được ở điện cực (gam).
n là số e mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận.
ne =
It
F
I là cường độ dòng điện (ampe)
t là thời gian điện phân (giây)
F là hằng số Faraday (F = 96500) / ne là số mol e
d/ Phương pháp điều chế :
➢ Điện phân nóng chảy : dùng điều chế kim loại mạnh IA , IIA , Al
❖ Điều chế kim loại nhóm IA : điện phân nóng chảy muối clorua hoặc hidroxit.
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
9
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
Ví dụ 1 : điều chế K bằng cách điện phân nóng chảy KCl
Catot ( - )
← KCl →
K+ + e → K
Phương trình điều chế :
Anot (+)
2Cl- → Cl2 + 2e
2KCl ⎯đpnc
⎯→
⎯ 2K + Cl2
Ví dụ 2 : điều chế Na bằng cách điện phân nóng chảy NaOH
← NaOH → Anot (+)
Catot (-)
Na+ + e → Na
Phương trình điều chế :
Tổng quát :
2OH- → ½ O2 + H2O + 2e
2NaOH ⎯đpnc
⎯→
⎯ 2Na + ½ O2 + H2O
ñpnc
2 MOH ⎯⎯⎯
→ M+
1
O + H2O
2 2
❖ Điều chế kim loại nhóm IIA : điện phân nóng chảy muối clorua
Ví dụ 3 : điều chế Mg bằng cách điện phân nóng chảy MgCl2
← MgCl2 →
Catot (-)
Mg2+ + 2e → Mg
Phương trình điều chế :
2Cl- → Cl2 + 2e
MgCl2 ⎯đpnc
⎯→
⎯ Mg + Cl2
ñpnc
MXn ⎯⎯⎯
→M +
Tổng quát :
Anot (+)
n
X
2 2
❖ Điều chế Al : điện phân nóng chảy Al2O3
Catot (-)
← Al2O3 → Anot (+)
Al3+ + 3e → Al
Phương trình điều chế :
2O2- → O2 + 4e
2Al2O3 ⎯đpnc
⎯→
⎯ 4Al + 3O2
➢ Điện phân dung dịch : dùng điều chế kim loại trung bình yếu (sau Al) bằng cách điện
phân dung dịch muối của chúng.
Ví dụ 4 : điện phân dung dịch AgNO3 để điều chế kim loại Cu.
Catot ( - )
← AgNO3 →
Ag+ , H2O
Ag+ + e → Ag
Phương trình điều chế :
Anot (+)
NO3- , H2O
H2O → 2H+ + ½ O2 + 2e
2AgNO3 + H2O ⎯đpdd
⎯
⎯→ 2Ag + ½ O2 + 2HNO3
Ví dụ 5 : điện phân dung dịch CuCl2 để điều chế Cu
Catot ( - )
Cu2+ , H2O
Tài liệu sưu tầm
← CuCl2 →
Anot (+)
Cl- , H2O
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
10
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
Cu2+ + 2e → Cu
Phương trình điều chế :
CuCl2
2Cl- → Cl2 + 2e
⎯đpdd
⎯
⎯→ Cu + Cl2
BÀI 25 : KIM LOẠI KIỀM, HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA
KIM LOẠI KIỀM
I/ Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu hình electron nguyên tử :
➢ Kim loại kiềm thuộc nhóm IA (nguyên tố đứng đầu mỗi chu kì trừ chu kì I)
➢ Gồm các nguyên tố : Liti (Li), Natri (Na), Kali (K), Rubiđi (Rb), Xesi (Cs), Franxi (Fr)
➢ Cấu hình electron nguyên tử ngoài cùng : ns1 → nguyên tố s.
II/ Tính chất vật lí :
- Các kim loại kiềm có màu trắng bạc và có ánh kim, dẫn điện tốt, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ
sôi thấp, khối lượng riêng nhỏ, độ cứng thấp.
- Sở dĩ kim loại kiềm có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp, khối lượng riêng nhỏ và độ cứng
thấp là do kim loại kiềm có mạng tinh thể lập phương tâm khối, cấu trúc tương đối rỗng. Mặt
khác, trong tinh thể các nguyên tử và ion liên kết với nhau bằng liên kết kim loại yếu. Vì vậy,
kim loại kiềm có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp, độ cứng thấp.
III. Tính chất hóa học :
- Các nguyên tử kim loại kiềm có năng lượng ion hóa nhỏ, vì vậy kim loại kiềm có tính khử rất
mạnh. Tính khử tăng dần từ Li đến Cs.
M → Mn+ + ne
- Trong các hợp chất, các kim loại kiềm luôn có hóa trị I và số oxi hóa +1.
1. Tác dụng với phi kim : Kim loại kiềm tác dụng với nhiều phi kim (O2, halogen, S, N2,…) tạo
thành oxit hoặc muối.
Ví dụ 1 : Na cháy trong không khí khô tạo ra natri peoxit (Na2O2) , cháy trong không khí khô ở
nhiệt độ thường tạo ra natri oxit (Na2O).
2Na + O2 → Na2O2
; 4Na + O2 → 2Na2O
**Tổng quát :
2M + O2 → M2O2
; 4M + O2 → 2M2O
Ví dụ 2 :
2K + Cl2 → 2KCl ; tổng quát : 2A + X2 → 2AX (với X = halogen)…
2. Tác dụng với axit :
Kim loại kiềm khử mạnh ion H+ trong dung dịch axit HCl và H2SO4 loãng thành khí hiđro.
Ví dụ : 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2 . Tổng quát : 2A + 2HCl → 2ACl + H2
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
11
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
Phản ứng xảy ra mãnh liệt. Tất cả các kim loại kiềm đều nổ khi tiếp xúc với axit.
3. Tác dụng với nước : Kim loại kiềm khử nước dễ dàng ở nhiệt độ thường, giải phóng khí
hiđro.
Ví dụ : 2K + 2H2O → 2KOH + H2 . Tổng quát : 2A + 2H2O → 2AOH + H2
Từ Li đến Cs phản ứng xảy ra với nước ngày càng mãnh liệt. Natri bị nóng chảy và chạy trên
mặt nước. Kali tự bùng cháy, rubiđi và xesi phản ứng mãnh liệt khi tiếp xúc với nước. Vì các
kim loại kiềm dễ tác dụng với nước, với oxi trong không khí nên bảo quản, người ta ngâm chìm
các kim loại kiềm trong dầu hỏa.
IV. Ứng dụng, trạng thái tự nhiên và điều chế :
1. Ứng dụng : Kim loại kiềm có nhiều ứng dụng quan trọng
- Dùng chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp. Thí dụ, hợp kim natri – kali có nhiệt độ
nóng chảy là 700C dùng làm chất trao đổi nhiệt trong một số lò phản ứng hạt nhân.
- Hợp kim liti – nhôm 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 không có ở dạng đơn chất mà chỉ tồn
tại ở dạng hợp chất. Trong nước biển có chứa một lượng tương đối lớn muối NaCl. Đất cũng
chứa một số hợp chất của kim loại kiềm ở dạng silicat và aluminat.
3. Điều chế : Muốn điều chế kim loại kiềm từ các hợp chất, cần phải khử các ion của chúng về
kim loại. Phương pháp : điện phân nóng chảy muối halogenua hoặc hidroxit của chúng.
Ví dụ :
ñpnc
→ Na + Cl2
NaCl ⎯⎯⎯
hoặc
ñpnc
→ 4Na + O2 + 2H2O
NaOH ⎯⎯⎯
MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM
I. Natri hiđroxit :
1. Tính chất vật lí :
Natri hiđroxit (NaOH) hay xút ăn da là chất rắn, không màu, dễ nóng chảy (tnc = 3220C), hút ẩm
mạnh (dễ chảy rữa), tan nhiều trong nước và tỏa ra một lượng nhiệt lớn nên cần phải cẩn thận khi
hòa tan NaOH vào nước.
2. Tính chất hóa học :
- Khi tan trong nước, NaOH phân li hoàn toàn thành các ion : NaOH → Na+ + OH- Natri hiđroxit tác dụng được với oxit axit, axit, muối :
CO2 + NaOH → Na2CO3 + H2O
; H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4 …
3. Ứng dụng :
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
12
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
- Là hóa chất quan trọng, đứng hàng thứ hai sau axit sunfuric.
- Được dùng để nấu xà phòng, chế phẩm nhuộm, tơ nhân tạo, tinh chế quặng nhôm trong công
nghiệp luyện nhôm và dùng trong công nghiệp chế biến dầu mỏ,..
II. Natri hiđrocacbonat :
1. Tính chất :
Natri hiđrocacbonat (NaHCO3) là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước, dễ bị nhiệt phân hủy :
0
t
→ Na2CO3 + CO2 + H2O
2NaHCO3 ⎯⎯
NaHCO3 có tính lưỡng tính (vừa tác dụng được với dd axit, vừa tác dụng được với dd bazơ).
NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O ; NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O
2. Ứng dụng : Dùng trong công nghiệp dược phẩm (chế thuốc đau dạ dày,…) và công nghiệp
thực phẩm (làm bột nở,…).
III. Natri cacbonat : (sođa khan)
1. Tính chất :
Natri cacbonat (Na2CO3) là chất rắn màu trắng, tan nhiều trong nước. Ở nhiệt độ thường, natri
cacbonat tồn tại ở dạng muối ngậm nước Na2CO3.10H2O, ở nhiệt độ cao muối này mất dần nước
kết tinh trở thành natri cacbonat khan, nóng chảy ở 8500C.
Na2CO3 là muối của axit yếu (axit cacbonic) và có những tính chất chung của muối.
Muối cacbonat của kim loại kiềm trong dung dịch nước cho môi trường kiềm.
2. Ứng dụng : là hóa chất quan trọng trong công nghiệp thủy tinh, bột giặt, phẩm nhuộm, giấy,
sợi,…
IV. Kali nitrat :
1. Tính chất : Kali nitrat (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 (3330C), KNO3 bắt đầu bị phân
hủy :
0
t
→ KNO2 + O2
KNO3 ⎯⎯
2. Ứng dụng : KNO3 được dùng làm phân bón (phân đạm, phân kali) và được dùng để chế tạo
thuốc nổ. Thuốc nổ thông thường (thuốc súng) là hỗn hợp gồm 68% KNO3, 15% S và 17% C
0
t
→ N2 + 3CO2 + K2S
(than). Phản ứng cháy của thuốc súng : 2KNO3 + 3C + S ⎯⎯
BÀI 26 : KIM LOẠI KIỀM THỔ VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG
CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ
I. Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu hình electron nguyên tử :
- Thuộc nhóm IIA, gồm các nguyên tố : Beri (Be), Magie (Mg), Canxi (Ca), Stronti (Sr), Bari
(Ba), Rađi (Ra).
- Cấu hình e lớp ngoài cùng : ns2 (n là số lớp) → nguyên tố s.
II. Tính chất vật lí :
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
13
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
- Màu trắng bạc, dễ dát mỏng.
- Khối lượng riêng tương đối nhỏ, nhẹ hơn nhôm (trừ Ba).
- Độ cứng cao hơn kim loại kiềm nhưng vẫn tương đối mềm.
- Nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy của kim loại kiềm thổ tuy cao hơn các kim loại kiềm nhưng
vẫn tương đối thấp.
Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi và khối lượng riêng của các kim loại kiềm thổ không biến đổi
theo một quy luật nhất định như các kim loại kiềm. Đó là do các kim loại kiềm thổ có kiểu mạng
tinh thể không giống nhau.
III. Tính chất hóa học :
- Các nguyên tử kim loại kiềm thổ có năng lượng ion hóa tương đối nhỏ, vì vậy kim loại kiềm
thổ có tính khử mạnh. Tính khử tăng dần từ Be đến Ba. M → M2+ + 2e
- Trong các hợp chất, các kim loại kiềm thổ luôn có số oxh +2 và hóa trị II.
1. Tác dụng với phi kim : Kim loại kiềm thổ tác dụng với nhiều phi kim (O2, halogen, S, N2,…)
tạo thành oxit hoặc muối.
2Mg + O2 → 2MgO
; tổng quát :
2M + O2 → 2MO
Ca + Cl2 → CaCl2
; tổng quát :
M + X2 → MX2 (với X = halogen)…
2. Tác dụng với axit :
a. Với axit HCl, H2SO4 loãng : Kim loại kiềm thổ khử mạnh ion H+ trong các dung dịch HCl,
H2SO4 loãng thành khí H2 .
Tổng quát : M + 2H+ → M2+ + H2
b. Với axit HNO3 , H2SO4 đặc :
+5
−3
+6
−2
Kim loại kiềm thổ có thể khử N trong HNO3 loãng xuống N ; S trong H2SO4 đặc xuống S
4Mg + 10HNO3 (loãng) → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4Mg + 5H2SO4 (đặc) → 4MgSO4 + H2S + 4H2O
3. Tác dụng với nước :
Be không khử được nước, Mg khử chậm nước khi có nhiệt độ cao, các kim loại còn lại khử mạnh
nước ở nhiệt độ thường giải phóng khí H2.
Tổng quát :
M + 2H2O → M(OH)2 + H2
MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI
1. Canxi hiđroxit :
- Canxi hiđroxit (Ca(OH)2) còn gọi là vôi tôi, là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước. Nước vôi
trong là dung dịch Ca(OH)2.
- Ca(OH)2 hấp thụ dễ dàng khí CO2 : Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O (phản ứng này
dùng nhận biết CO2 )
- Ca(OH)2 là một bazơ mạnh, lại rẻ tiền nên được sử dụng rộng rãi trong nhiều ngành công
nghiệp : sản xuất NH3, clorua vôi (CaOCl2), vật liệu xây dựng,…
2. Canxi cacbonat :
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
14
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
- Canxi cacbonat (CaCO3) là chất rắn màu trắng, không tan trong nước, bị phân hủy ở nhiệt độ
khoảng 10000C :
0
t
→ CaO + CO2 (phản ứng xảy ra trong quá trình nung vôi).
CaCO3 ⎯⎯
- Trong tự nhiên, canxi cacbonat tồn tại ở dạng đá vôi, đá hoa, đá phấn và là thành phần chính
của vỏ và mai các loài ốc, sò, hến, mực,…
- Ở nhiệt độ thường, CaCO3 tan dần trong nước có hòa tan khí CO2 tạo ra canxi hiđrocacbonat
(Ca(HCO3)2), chất này chỉ tồn tại trong dung dịch.
CaCO3 + CO2 + H2O
Ca(HCO3)2
Khi đun nóng, hoặc áp suất CO2 giảm đi thì Ca(HCO3)2 bị phân hủy tạo ra CaCO3 kết tủa.
Phản ứng chiều thuận (
) giải thích quá trình xâm thực, phản ứng chiều nghịch (
) giải
thích sự tạo thành thạch nhũ trong các hang đá vôi, cặn trong ấm nước,…
- Đá vôi dùng làm vật liệu xây dựng, sản xuất vôi, xi măng, thủy tinh,… Đá hoa dùng trong các
công trình mĩ thuật (tạc tượng, trang trí,…). Đá phấn dùng để nghiền thành bột mịn làm phụ gia
của thuốc đánh răng,…
3. Canxi sunfat :
- Trong tự nhiên, canxi sunfat (CaSO4) tồn tại dạng muối ngậm nước CaSO4.2H2O gọi là thạch
cao sống.
0
160 C
→ CaSO4.H2O + H2O
CaSO4.2H2O ⎯⎯⎯
(thạch cao nung)
Thạch cao nung là chất rắn màu trắng, dễ nghiền thành bột mịn. Khi nhào bột đó với nước tạo
thành một loại bột nhão có khả năng đông cứng nhanh.
Thạch cao khan: CaSO4. Thạch cao này được điều chế bằng cách đun thạch cao sống ở 3500C.
Khi nghiền clanhke, người ta trộn thêm 5 – 10% thạch cao để điều chỉnh tốc độ đông cứng của xi
măng. Thạch cao nung còn được dùng để nặn tượng, đúc khuông và bó bột khi gãy xương.
NƯỚC CỨNG
1. Khái niệm :
- 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.
* Phân loại :
- Tính cứng tạm thời : tính cứng gây nên bởi các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 . Gọi là tính
cứng tạm thời vì chỉ cần đun sôi nước, các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 bị phân hủy tạo ra
kết tủa CaCO3 và MgCO3 nên sẽ làm mất tính cứng.
0
t
→ CaCO3 ↓ + CO2 ↑ + H2O
Ca(HCO3)2 ⎯⎯
0
t
→ MgCO3 ↓ + CO2 ↑ + H2O
Mg(HCO3)2 ⎯⎯
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
15
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
- Tính cứng vĩnh cửu : tính cứng gây nên bởi các muối sunfat, clorua của canxi và magie. Khi
đun sôi, các muối này không bị phân hủy nên tính cứng vĩnh cửu không mất đi.
- Tính cứng toàn phần gồm cả tính cứng tạm thời và cả tính cứng vĩnh cửu.
2. Tác hại :
- Các ống dẫn nước cứng lâu ngày bị đóng cặn, làm giảm lưu lượng nước.
- Đun nước cứng lâu ngày trong nồi hơi, nồi sẽ bị phủ một lớp cặn. Lớp cặn dày 1 mm làm tốn
thêm 5% nhiên liệu, thậm chí có thể gây nổ.
- Quần áo giặt bằng nước cứng thì xà phòng sẽ không ra bọt, tốn xà phòng và làm quần áo chóng
hư hỏng do những kết tủa khó tan bám vào quần áo.
- Pha trà bằng nước cứng sẽ làm giảm hương vị của trà. Nấu ăn bằng nước cứng sẽ làm cho thực
phẩm lâu chín và giảm mùi vị.
3. Cách làm mềm nước cứng :
- Nguyên tắc : làm giảm nồng độ các ion Ca2+ và Mg2+ trong nước cứng.
a. Phương pháp kết tủa :
- Khi đun sôi, các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 bị phân hủy tạo ra muối cacbonat không tan.
Loại bỏ kết tủa, chẳng hạn lắng, gạn người ta thu được nước mềm.
- Dùng Ca(OH)2 với một lượng vừa đủ để trung hòa muối axit, tạo ra muối kết tủa làm mất tính
cứng tạm thời.
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3 ↓ + 2H2O
- Dùng Na2CO3 hoặc Na3PO4 để làm mất tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu.
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3 ↓ + 2NaHCO3
3MgCl2 + 2Na3PO4 → Mg3(PO4)2 ↓ + 6NaCl
Trên thực tế, người ta dùng đồng thời một số hóa chất, thí dụ Ca(OH)2 và Na2CO3 .
b. Phương pháp trao đổi ion :
- Những vật liệu vô cơ hay hữu cơ có khả năng trao đổi một số ion có trong thành phần cấu tạo
của chúng với các ion có trong dung dịch được gọi là vật liệu trao đổi ion. Trong xử lí nước
cứng, người ta thường dùng các vật liệu polime có khả năng trao đổi cation, gọi chung là nhựa
cationit. Khi đi qua cột chứa nhựa trao đổi ion, các ion Ca2+ và Mg2+ có trong nước cứng đi
vào các lỗ trống trong cấu trúc polime, thế chỗ cho các ion Na+ hoặc H+ của cationit đã đi vào
dung dịch.
- Các zeolit (là các khoáng aluminosilicat kết tinh ở dạng tinh thể có các lỗ trống, có trong tự
nhiên hoặc điều chế nhân tạo) là vật liệu trao đổi ion vô cơ cũng thường được dùng để làm
mềm nước.
- Phương pháp trao đổi ion có thể làm giảm cả độ cứng vĩnh cửu lẫn độ cứng tạm thời của
nước.
4. Nhận biết ion Ca2+ , Mg2+ trong dung dịch :
Ta dùng dung dịch muối chứa CO32- sẽ tạo kết tủa CaCO3 hoặc MgCO3. Sục khí CO2 dư vào
dung dịch, nếu kết tủa tan chứng tỏ sự có mặt của Ca2+ và Mg2+ trong dung dịch ban đầu.
M2+ + CO32- → MCO3 ↓
MCO3 + CO2 + H2O → M(HCO3)2 (tan) (với M là Ca hoặc Mg)
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
16
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
BÀI 27 : NHÔM VÀ HỢP CHẤT CỦA NHÔM
I. Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu hình electron :
- Nhôm (Al) ở ô số 13, nhóm IIIA, chu kì 3 trong BTH.
- Cấu hình e : 1s22s22p63s23p1 . Nhôm dễ nhường 3e hóa trị nên có số oxh hóa +3 và hóa trị III
trong mọi hợp chất.
II. Tính chất vật lí :
- Kim loại màu trắng bạc, nóng chảy ở 6600C, khá mềm, dễ kéo sợi, dễ dát mỏng. Có thể dát
được những lá mỏng 0,01 mm dùng làm giấy gói kẹo, gói thuốc lá,…
- Là kim loại nhẹ (d = 2,7 g/cm3), dẫn điện tốt (gấp 3 lần Fe, bằng 2/3 lần Cu), dẫn nhiệt tốt (gấp
3 lần Fe) . Al có khả năng dẫn điện và dẫn nhiệt tốt là cấu tạo mạng tinh thể lập phương tâm
diện, mật độ e tự do tương đối lớn.
- Một số hợp kim của nhôm:
+ Đuyra (95% Al; 4% Cu; 1% Mg, Mn, Si): nhẹ bằng 1/3 thép, cứng gần bằng thép.
+ Silumin (gần 90% Al; 10% Si): nhẹ, bền.
+ Almelec (98,5% Al; còn lại là Mg, Si và Fe) dùng làm dây cáp.
+ Hợp kim electron (10,5% Al; 83,3% Mg còn lại là Zn, Mn...): chỉ nặng bằng 65% Al lại bền
hơn thép, chịu được sự thay đổi đột ngột của nhiệt độ trong một giới hạn lớn nên được dùng làm
vỏ tên lửa.
III. Trạng thái tự nhiên:
Nhôm là kim loại phổ biến nhất trong vỏ quả đất (là nguyên tố đứng hàng thứ 3 sau oxi và silic).
Trong tự nhiên, Al có trong: Đất sét: Al2O3.2SiO2.2H2O ; Mica: K2O.Al2O3.6SiO2.2H2O ;
Boxit: Al2O3.nH2O ; Criolit: 3NaF.AlF3 hay (Na3AlF6).
IV. Tính chất hóa học : Nhôm là kim loại có tính khử mạnh, chỉ đứng sau kim loại kiềm và
kiềm thổ, nên dễ bị oxi hóa thành ion dương.
Al → Al3+ + 3e
1. Tác dụng với phi kim :
a. Với oxi:
- Al chỉ phản ứng với oxi trên bề mặt (vì tạo ra lớp màng oxit bao phủ bề mặt, bảo vệ và ngăn
cản Al tham gia phản ứng tiếp):
2Al + 3O2 → Al2O3
- Bột Al cháy trong không khí khi được đun nóng cho ngọn lửa màu sáng chói.
- Muốn phản ứng xảy ra hoàn toàn thì phải loại bỏ lớp oxit bao phủ trên bề mặt Al (bằng cách
tạo hỗn hống Al - Hg hoặc dùng Al bột đun nóng).
b. Với các phi kim khác: Nhôm phản ứng được với các phi kim khác → muối.
- Al tự bốc cháy khi tiếp xúc với các halogen:
2Al + 3X2 → 2AlX3
- Khi đun nóng, Al tác dụng với bột S:
2Al + 3S → Al2S3
- Khi nhiệt độ rất cao, Al kết hợp với C và N2:
0
0
800 C
t cao
→ Al4C3
→ 2AlN
4Al + 3C ⎯⎯⎯
;
2Al + N2 ⎯⎯⎯
2. Tác dụng với axit :
a. Với H+ (HCl, H2SO4 loãng...): Al phản ứng dễ dàng → muối + H2
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
17
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
2Al + 3H2SO4 loãng → Al2(SO4)3 + 3H2
b. Tác dụng với các axit có tính oxi hóa mạnh: HNO3 loãng hoặc đặc, H2SO4 đậm đặc
Al + 4HNO3 loãng → Al(NO3)3 + NO + 2H2O
Al + 6HNO3 → Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
2Al + 6H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Chú ý:
- Al thụ động với H2SO4 đặc nguội và HNO3 đặc nguội → có thể dùng thùng Al để chuyên chở
axit HNO3 đặc nguội và H2SO4 đặc nguội.
- Phản ứng của Al với dung dịch HNO3 có thể tạo thành muối amoni.
3. Tác dụng với oxit của kim loại kém hoạt động hơn (phản ứng nhiệt nhôm):
- Al khử được oxit của các kim loại đứng sau nó (oxit sắt, oxit crom,…):
2yAl + 3FexOy → yAl2O3 + 3xFe
4. Tác dụng với nước :
- Nhôm không tác dụng với nước, dù ở nhiệt độ cao là vì trên bề mặt của nhôm được phủ kín một
lớp Al2O3 rất mỏng, bền và mịn, không cho nước và khí thấm qua.
Nếu phá bỏ lớp oxit trên bề mặt Al (hoặc tạo hỗn hống Al – Hg), thì nhôm sẽ phản ứng với nước
ở nhiệt độ thường :
2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2
- Al(OH)3 là chất kết tủa dạng keo màu trắng khi sinh ra sẽ bao kín bề mặt của Al kim loại ngăn
cách không cho Al tiếp xúc với nước để phản ứng tiếp nữa. Phản ứng này chỉ có ý nghĩa về mặt
lý thuyết.
5. Tác dụng với dung dịch kiềm :
Al2O3 là oxit lưỡng tính nên lớp màng mỏng Al2O3 trên bề mặt nhôm tác dụng với dung dịch
kiềm tạo ra muối tan. Khi không còn màng oxit bảo vệ, nhôm sẽ tác dụng với nước tạo ra
Al(OH)3 và giải phóng khí H2 ; Al(OH)3 là hiđroxit lưỡng tính nên tác dụng trực tiếp với dung
dịch kiềm.
- Al tham gia phản ứng dễ dàng với các dung dịch kiềm:
2Al + 2NaOH + 2H2O → 2NaAlO2 + 3H2
2Al + Ba(OH)2 + 2H2O → Ba(AlO2)2 + 3H2
- Cơ chế:
+ Trước tiên, Al tham gia phản ứng với nước:
2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2
+ Al(OH)3 sinh ra là hiđroxit lưỡng tính tan được trong dung dịch kiềm:
Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O
Quá trình này lặp đi lặp lại đến hết.
6. Tác dụng với dung dịch muối :
- Al khử được ion kim loại đứng sau ra khỏi dung dịch muối của chúng:
2Al + 3CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3Cu
- Phản ứng với muối nitrat trong môi trường kiềm:
8Al + 3NaNO3 + 5NaOH + 2H2O → 8NaAlO2 + 3NH3
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
18
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
- Phản ứng với muối nitrat trong môi trường axit (giống phản ứng với HNO3):
Al + 4H+ + NO3- → Al3+ + NO + 2H2O
V. Ứng dụng :
- Nhôm và hợp kim của nhôm có ưu điểm là nhẹ, bền đối với không khí và nước nên được dùng
làm vật liệu chế tạo máy bay, ô tô, tên lửa, tàu vũ trụ.
- Nhôm và hợp kim của nhôm có màu trắng bạc, đẹp nên được dùng trong xây dựng nhà cửa và
trang trí nội thất.
- Nhôm nhẹ, dẫn điện tốt nên được dùng làm dẫn điện thay cho đồng. Do dẫn điện tốt, ít bị gỉ và
không độc nên nhôm được dùng làm dụng cụ nhà bếp.
- Bột nhôm trộn với bột sắt oxit (gọi là hỗn hợp tecmit) để thực hiện phản ứng nhiệt nhôm dùng
hàn đường ray.
VI. Sản xuất nhôm :
1. Nguyên liệu: Quặng boxit Al2O3 có lẫn SiO2 và Fe2O3.
2. Các giai đoạn điều chế:
- Làm sạch nguyên liệu:
2NaOH + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O
2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O
NaAlO2 + CO2 + 2H2O → NaHCO3 + Al(OH)3
NaOH + CO2 → NaHCO3
2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O
- Điện phân nóng chảy Al2O3 có mặt criolit Na3AlF6 (hạ nhiệt độ nóng chảy của Al2O3 từ 20500C
xuống 9000C; tăng độ dẫn điện do tạo thành nhiều ion hơn; tạo lớp bảo vệ không cho O2 phản
ứng với Al nóng chảy):
Cực âm (catot) : Al3+ + 3e → Al
Cực dương (anot) : 2O2- → O2 + 4e
ñpnc
→ 4Al + 3O2
Phương trình điện phân : 2Al2O3 ⎯⎯⎯
MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM
1. Nhôm oxit :
a. Tính chất vật lí : Chất rắn màu trắng, không tan trong nước và không tác dụng với nước, rất
bền vững, nóng chảy ở 20500C.
b. Tính chất hóa học :
- Tính bền: Al2O3 không bị khử bởi H2, CO ở nhiệt độ cao; Al2O3 tác dụng với C không cho Al
 20000C
→ Al4C3 + 6CO
kim loại mà tạo Al4C3:
Al2O3 + 9C ⎯⎯⎯⎯
- Tính lưỡng tính:
+ Al2O3 là oxit bazơ khi tác dụng với axit mạnh → muối + H2O.
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
19
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 6H+ → 2Al3+ + 3H2O
Pt ion thu gọn :
+ Al2O3 là oxit axit khi tác dụng với dung dịch bazơ mạnh → muối + H2O.
Al2O3 + 2NaOH → NaAlO2 + H2O
Hay
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]
Pt ion thu gọn :
c. Điều chế :
Al2O3 + 2OH- → 2AlO2- + H2O
0
t
→ Al2O3 + 3H2O
2Al(OH)3 ⎯⎯
Nhiệt phân Al(OH)3
d. Ứng dụng :
Trong tự nhiên, nhôm oxit tồn tại ở dạng ngậm nước và dạng khan.
- Dạng oxit ngậm nước là thành phần chủ yếu của quặng boxit (Al2O3.2H2O) dùng để sản xuất
nhôm.
- Dạng oxit khan, có cấu tạo tinh thể là đá quý. Dạng này ít phổ biến và thường gặp là :
+ Corinđon ở dạng tinh thể trong suốt, không màu, rất rắn, được dùng để chế tạo đá mài, giấy
nhám,…
+ Trong tinh thể Al2O3, nếu một số ion Al3+ được thay bằng ion Cr3+ ta có hồng ngọc dùng làm
đồ trang sức, chân kính đồng hồ và dùng trong kĩ thuật laze.
+ Tinh thể Al2O3 có lẫn tạp chất Fe2+ , Fe3+ và Ti4+ ta có saphia dùng làm đồ trang sức.
+ Bột nhôm oxit dùng trong công nghiệp sản xuất chất xúc tác cho tổng hợp chất hữu cơ.
2. Nhôm hiđroxit : Là chất kết tủa keo, màu trắng.
a. Tính chất hóa học:
- Kém bền với nhiệt:
0
t
→ Al2O3 + 3H2O
2Al(OH)3 ⎯⎯
- Là hiđroxit lưỡng tính:
+ Tác dụng với axit mạnh:
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
+ Tác dụng với dung dịch kiềm mạnh:
Hay
pt ion thu gọn :
Al(OH)3 + KOH → KAlO2 + 2H2O
Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4]
Al(OH)3 + OH- → AlO2- + 2H2O
b. Điều chế:
- Kết tủa Al3+:
- Kết tủa AlO2-:
Tài liệu sưu tầm
Al3+ + 3OH- (vừa đủ) → Al(OH)3
Al3+ + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3NH4+
AlO2- + CO2 + 2H2O → Al(OH)3 + HCO3AlO2- + H+ (vừa đủ) + H2O → Al(OH)3
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
20
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
3. Nhôm sunfat :
- Muối nhôm sunfat khan trong nước tỏa nhiệt làm dung dịch nóng lên do bị hiđrat hóa.
- Muối nhôm sunfat có nhiều ứng dụng nhất là muối sunfat kép của nhôm và kali ngậm nước gọi
là phèn chua, công thức : K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O , viết gọn : KAl(SO4)2.12H2O. Phèn chua
được dùng trong nghành thuộc da, công nghiệp giấy, chất cầm màu trong ngành nhuộm vải, chất
làm trong nước,…
- Trong công thức hóa học trên, nếu thay ion K+ bằng Li+ , Na+ hay NH4+ ta được các muối kép
khác có tên chung là phèn nhôm (nhưng không gọi là phèn chua).
4. Nhận biết ion Al3+ trong dung dịch : dùng dung dịch kiềm.
Al3+ + 3OH- (vừa đủ) → Al(OH)3
;
Al(OH)3 + OH- (dư) → AlO2- + 2H2O
CHƯƠNG VII : SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI QUAN TRỌNG
BÀI 31 : SẮT
I. Vị trí trong bảng tuần hoàn:
- Cấu hình e nguyên tử 26Fe: 1s22s22p63s23p63d64s2.
- Vị trí: Fe thuộc ô 26, chu kì 4, nhóm VIIIB.
- Cấu hình e của các ion được tạo thành từ Fe:
Fe2+ : 1s22s22p63s23p63d6 và Fe3+ : 1s22s22p63s23p63d5
II. Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên :
1. Tính chất vật lí :
- Màu trắng hơi xám, dẻo, dễ rèn, dễ dát mỏng, kéo sợi; dẫn nhiệt và dẫn điện kém đồng và
nhôm, khối lượng riêng lớn (d = 7,9 g/cm3).
- Sắt có tính nhiễm từ nhưng ở nhiệt độ cao (8000C) sắt mất từ tính, t0nc = 15400C.
2. Trạng thái tự nhiên :
Là kim loại phổ biến sau nhôm (sắt chiếm khoảng 5% khối lượng vỏ Trái Đất), tồn tại chủ yếu ở
các dạng:
- Hợp chất: oxit, sunfua, silicat...
- Quặng: hematit đỏ (Fe2O3 khan), hematit nâu (Fe2O3.nH2O), manhetit (Fe3O4), xiđerit (FeCO3)
và pirit (FeS2).
- Sắt có trong hemoglobin (huyết cầu tố) của máu, làm nhiệm vụ vận chuyển oxi, duy trì sự sống.
- Những thiên thạch từ khoảng không Vũ Trụ rơi vào Trái Đất có chứa sắt tự do.
III. Tính chất hóa học : Fe là chất khử trung bình. Trong các phản ứng, Fe có thể nhường 2
hoặc 3e :
Fe → Fe3+ + 3e
Tài liệu sưu tầm
;
Fe → Fe2+ + 2e
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
21
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
1. Tác dụng với các phi kim :
Ở nhiệt độ cao, sắt khử nguyên tử phi kim thành ion âm và bị oxi hóa đến số oxh +2 hoặc +3.
Sắt tác dụng với hầu hết các phi kim khi đun nóng :
0
t
→ 2FeX3
- Với halogen → muối sắt (III) halogenua (trừ iot tạo muối sắt II): 2Fe + 3X2 ⎯⎯
0
t
→ 2FeCl3
Ví dụ : 2Fe + Cl2 ⎯⎯
0
t
→ FeI2
Fe + I2 ⎯⎯
;
0
t
→ Fe3O4
3Fe + 2O2 ⎯⎯
- Với O2 :
Thực tế khi giải các bài tập thường gặp trường hợp tạo ra hỗn hợp gồm Fe và các oxit sắt.
0
t
→ FeS
Fe + S ⎯⎯
- Với S:
2. Tác dụng với dung dịch axit :
a. Với H+ (HCl, H2SO4 loãng... ) → muối sắt (II) + H2
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
;
Fe + H2SO4 loãng → FeSO4 + H2
b. Tác dụng với các axit có tính oxi hóa mạnh (HNO3, H2SO4 đậm đặc)
- Fe thụ động với H2SO4 đặc nguội và HNO3 đặc nguội → có thể dùng thùng Fe chuyên chở axit
HNO3 đặc nguội và H2SO4 đặc nguội.
- Với dung dịch HNO3 loãng : tạo muối sắt (III) + NO + H2O
Fe + 4HNO3 (loãng) → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
- Với dung dịch HNO3 đậm đặc : tạo muối muối sắt (III) + NO2 + H2O
Fe + 6HNO3 → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
- Với dung dịch H2SO4 đậm đặc, nóng : tạo muối sắt (III) + SO2 + H2O
2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
(**) Chú ý : sản phẩm sinh ra trong phản ứng của Fe với HNO3 hoặc H2SO4 đậm đặc là muối sắt
(III) , nhưng nếu sau phản ứng có Fe dư hoặc có Cu thì tiếp tục xảy ra phản ứng:
2Fe3+ + Fe → 3Fe2+
hoặc 2Fe3+ + Cu → 2Fe2+ + Cu2+
3. Tác dụng với dung dịch muối :
- Fe có thể khử được ion các kim loại đứng sau nó trong dãy điện hóa ra khỏi muối → muối sắt
(II) + kim loại.
Ví dụ :
Fe + CuCl2 → Cu + FeCl2
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
22
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
- Fe tham gia phản ứng với muối Fe3+ → muối sắt (II):
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
+
Chú ý: Với muối Ag , Fe có thể tham gia phản ứng để tạo thành muối Fe3+:
Fe + 2AgNO3 → Fe(NO3)2 + 2Ag
Fe(NO3)2 + AgNO3 dư → Fe(NO3)3 + Ag
4. Tác dụng với nước : Fe không tác dụng với nước ở nhiệt độ thường, ở nhiệt độ cao, sắt phản
ứng mạnh với hơi nước:
 570 0C
⎯
→ Fe3O4 + 4H2
3Fe + 4H2O ⎯⎯⎯
 570 0C
→ FeO + H2
Fe + H2O ⎯⎯⎯⎯
BÀI 32 : HỢP CHẤT CỦA SẮT
I. Hợp chất sắt (II) :
Trong các phản ứng hóa học, ion Fe2+ dễ nhường 1e để thành ion Fe3+ : Fe2+ → Fe3+ + 1e
. Như vậy, tính chất hóa học đặc trưng của hợp chất sắt (II) là tính khử (song vẫn có tính oxi
hóa)
Sắt (II) oxit : FeO
Sắt (II) hiđroxit : Fe(OH)2
Muối sắt (II)
Chất rắn màu đen, không
Fe(OH)2 nguyên chất là chất Đa số muối sắt (II) tan trong
rắn, màu trắng hơi xanh,
nước, khi kết tinh thường ở dạng
Tín tan trong nước, không có
trong tự nhiên
không tan trong nước.
ngậm nước. Ion muối Fe2+ có
h
chất
màu xanh nhạt.
vật
Ví dụ : FeSO4.7H2O ;
lí
FeCl2.4H2O
- Là oxit bazơ, tác dụng
với các axit loãng thông
thường (HCl, H2SO4
loãng) , tạo muối Fe(II).
FeO + 2HCl → FeCl2 +
H2O
Tín
- FeO có tính khử khi tác
h
chất dụng với các chất có tính
hóa oxi hóa mạnh như HNO3
học hay H2SO4 đặc nóng
2FeO + 4H2SO4 (đặc)
t0
⎯⎯
→ Fe2(SO4)3 + SO2 +
4H2O
3FeO + 10HNO3 (loãng)
t0
⎯⎯
→ 3Fe(NO3)3 + NO +
Tài liệu sưu tầm
- Fe(OH)2 có tính khử khi tác
dụng với các chất oxi hóa
như không khí, H2SO4 đặc,
HNO3, …
Trong không khí, Fe(OH)2 bị
oxi hóa thánh Fe(OH)3 màu
nâu đỏ.
4Fe(OH)2 + O2 + H2O →
4Fe(OH)3 ↓
2Fe(OH)2 + 4H2SO4(đặc)
t0
⎯⎯
→ Fe2(SO4)3 + SO2 +
6H2O
3Fe(OH)2 + 10HNO3(loãng)
→ 3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O
Fe(OH)2 + 4HNO3 (đặc) →
(1) Muối Fe2+ (FeCl2, Fe(NO3)2,
FeSO4) có tính khử và tính oxi
hoá
- Tính khử:
6FeSO4 + 3Cl2 → Fe2(SO4)3 +
FeCl3
4FeSO4 + O2 + 2H2O →
4Fe(OH)SO4
2FeCl2 + Cl2 →
2FeCl3
6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4
→ 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 +
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
23
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
5H2O
FeO + 4HNO3 (đặc)
t0
⎯⎯
→ Fe(NO3)3 + NO2 +
2H2O
- FeO có tính oxi hóa khi
tác dụng với chất khử như
H2, CO:
0
t
→ Fe +
FeO + CO ⎯⎯
CO2
t0
→ Fe +
FeO + H2 ⎯⎯
H2O
Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O
- Fe(OH)2 có tính bazơ, tác
dụng với dung dịch axit
loãng (HCl, H2SO4 loãng ),
tạo muối Fe(II)
Fe(OH)2 + H2SO4 (loãng)
→ FeSO4 + 2H2O
- Nhiệt phân Fe(OH)2 :
t0
→ FeO
Fe(OH)2 ⎯⎯⎯⎯
chaân khoâng
K2SO4 + 7H2O
2Fe2O3 + 4H2O
(2) FeCƠ3
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4
→ 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 +
K2SO4 + 8H2O
Fe(NO3)2 + AgNO3 →
Fe(NO3)3 + Ag
FeCl2 + 3AgNO3 → Fe(NO3)3 +
+ H2O
Ag + 2AgCl
- Nếu nhiệt phân trong không
khí:
- Tính oxi hoá :
t0
→ 2Al + 3Fe2+ → 2Al3+ + 3Fe
4Fe(OH)2 + O2 ⎯⎯⎯⎯
khoâng khí
- Nhiệt phân FeCO3:
0
t
→ FeO + CO2
FeCƠ3 ⎯⎯⎯⎯
chaân khoâng
Nếu nhiệt phân trong không khí:
0
t
→ 2Fe2O3 +
4FeCƠ3 + O2 ⎯⎯
4CO2
- Tác dụng với dung dịch axit:
• FeCO3 tác dụng với dung dịch
axit HCl và H2SO4 loãng cho khí
CO2 ↑ và muối Fe2+
FeCO3 + 2HCl → FeCl2 + CO2 +
H2O
FeCO3 + H2SO4 (loãng) →
FeSO4 + CO2 + H2O
• FeCƠ3 tác dụng với dung dịch
H2SO4 đặc, HNO3 cho hỗn hợp
khí SO2, CO2, hoặc NO2, CO2,
hoặc NO, CO2 và muối Fe3+.
2FeCO3 + 4H2SO4 (đặc) →
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
24
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
Fe2(SO4)3 + 2CO2 + SO2 + 4H2O
3FeCO3 + 10HNO3 (loãng) →
Fe(NO3)3 + 3CO2 + NO + 5H2O
FeCO3 + 4HNO3 (loãng) →
Fe(NO3)3 + CO2 + NO2 + 2H2O
0
khoâng coù khoâng khí
t
→ FeO Fe2+ + 2OH- ⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
Fe(OH)2 ⎯⎯⎯⎯
chaân khoâng
Fe(OH)2 ↓
+H O
2
0
Điề
u
chế
t
→ 2FeO
Fe2O3 + H2 ⎯⎯
+ H2O
Cho Fe hoặc FeO hoặc Fe(OH)2
tác dụng với axit HCl hoặc
H2SO4 loãng :
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
FeO + H2SO4 → FeSO4 + H2O
0
500 C
→
Fe2O3 + CO ⎯⎯⎯
2FeO + CO2
0
 570 C
⎯
→ FeO
Fe + H2O ⎯⎯⎯
+ H2
II. Hợp chất sắt (III) :
Trong các phản ứng hóa học, ion Fe3+ có khả năng nhận 1 hoặc 3e để trở thành ion Fe2+ hoặc
Fe : Fe3+ + 1e → Fe2+ ; Fe3+ + 3e → Fe . Như vậy, tính chất hóa học đặc trưng của
hợp chất sắt (III) là tính oxi hóa.
Sắt (III) oxit : Fe2O3
Sắt (III) hiđroxit : Fe(OH)3
Muối sắt (III)
Chất rắn màu đỏ nâu, không Chất rắn màu nâu đỏ,
Đa số các muối sắt (III) tan
tan trong nước. Có trong tự
không tan trong nước.
trong nước, khi kết tinh thường
ở dạng ngậm nước. Ion muối
Tính nhiên dưới dạng quặng
Fe3+ có màu vàng. Được dùng
chất hematit dùng để luyện gang.
vật
làm chất xúc tác trong tổng hợp
lí
hữu cơ.
Ví dụ : FeCl3.6H2O ;
Fe2(SO4)3.9H2O
- Là oxit bazơ nên dễ tan
trong các dung dịch axit
mạnh tạo dd muối sắt (III):
Tính Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 +
chất 3H2O
hóa Fe O + 6HNO →
2 3
3
học
2Fe(NO3)3 + 3H2O
- Là chất có tính oxi hóa :
0
t
→ 2Fe +
Fe2O3 + 3CO ⎯⎯
Tài liệu sưu tầm
Là bazơ nên dễ tan trong
các dung dịch axit mạnh
tạo dd muối sắt (III)
Fe(OH)3 + HNO3 →
Fe(NO3)3 + H2O
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 →
Fe2(SO4)3 + 6H2O
Hợp chất sắt (III) oxi hóa nhiều
kim loại thành ion dương
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
2FeCl3 + Cu → 2FeCl2 + CuCl2
- Hợp chất sắt (III) oxi hóa một
số hợp chất có tính khử:
2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 +
2KCl + I2
2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 +
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
25
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
S ↓ + 2HCl
Fe2(SO4)3 + SO2 +
2H2O → FeSO4 + 2H2SO4
3CO2
0
t
→ Al2O3 +
Fe2O3 + 2Al ⎯⎯
2Fe
0
t
→ Fe2O3 +
2Fe(OH)3 ⎯⎯
3H2O
FeCl3 + 3NaOH
→ Fe(OH)3 + 3NaCl
0
t
→ Fe2O3 +
2FeSO4 ⎯⎯
Điều SO2 ↑ + SO3
chế
Muối sắt (III) có thể điều chế
trực tiếp từ sắt với các chất oxi
hóa như Cl2, HNO3, H2SO4 đặc
nóng hoặc các hợp chất sắt (III)
với axit:
Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 +
3H2O
2Fe(OH)3 +
3H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + 6H2O
** Oxit sắt từ : Fe3O4 là hợp chất của FeO và Fe2O3
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
Fe3O4 + 4H2SO4 (loãng) → FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O
2Fe3O4 + 10H2SO4 (đặc) → 3Fe2(SO4)3 + SO2 ↑ + 10H2O
Fe3O4 + 10HNO3(đặc) → 3Fe(NO3)3 + NO2 ↑ + 5H2O
3Fe3O4 + 28HNO3(loãng) → 9Fe(NO3)3 + NO ↑ + 14H2O
0
t cao
→ 3Fe + 4CO2
Fe3O4 + 4CO (dư) ⎯⎯⎯
BÀI 33 : HỢP KIM CỦA SẮT
Hợp
kim
Khái
niệm
Phân
loại
Gang
Thép
Là hợp kim của sắt với cacbon có từ 2 –
5% khối lượng cacbon, ngoài ra còn một
lượng nhỏ các nguyên tố Si, Mn, S,…
Là hợp kim của sắt chứa từ 0,01 – 2% khối
lượng cacbon cùng với một số nguyên tố
khác (Si, Mn, Cr, Ni,…)
+ Gang xám: chứa C ở dạng than chì,
dùng để đúc bệ máy, ống dẫn nước, cánh
cửa
+ Gang trắng: chứa ít C hơn và C chủ
yếu ở dạng xementit (Fe3C) ; gang trắng
a/ Thép thường ( thép cacbon)
- Thép mềm: chứa không quá 0,1%C; dễ gia
công, được dùng kéo sợi hay cán thành thép
lá dùng trong vật dụng đời sống và xây dựng
- Thép cứng: chứa trên 0,9%C dùng để chế
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
26
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
(có màu sáng hơn gang xám) được dùng
để luyện thép
Sản
xuất
- Nguyên tắc luyện gang : khử oxit sắt
trong quặng bằng than cốc trong lò cao
thành sắt.
- Nguyên liệu: quặng sắt oxit ( thường là
quặng hemantit đỏ Fe2O3), than cốc và
chất chảy ( CaCO3 và SiO2)
- Các phản ứng hóa học xảy ra trong quá
trình luyện quặng thành gang:
+ Phản ứng tạo chất khử : C +
O2 → CO2
CO2 +
C → 2CO
+ Phản ứng khử Fe2O3
CO + 2Fe2O3 → Fe3O4 + CO2
Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2
FeO + CO → Fe + CO2
+ Phản ứng tạo xỉ.
CO2
tạo công cụ, chi tiết máy như vòng bi, vỏ xe
bọc thép,…
b/ Thép đặc biệt: cho thêm vào thép 1 số
nguyên tố làm thép có tính chất đắc biệt
- Thép chứa 13% Mn rất cứng, được dùng
làm máy nghiền đá
- Thép chứa khoảng 20% Cr và 10% Ni rất
cứng, không gỉ, dùng làm dụng cụ gia đình
(dao, thìa,…), dụng cụ y tế,…
- Thép chứa khoảng 18% W và 5% Cr rất
cứng, dùng để chế tạo máy cắt, gọt như máy
phay, máy nghiền đá,..
- Nguyên tắc luyện gang thành thép : loại bỏ
phần lớn các nguyên tố C, Si, Mn, S,… ra
khỏi gang bằng cách oxi hóa chúng và
chuyển thành xỉ.
- Nguyên liệu : tùy theo phương pháp: Gang,
sắt, thép phế liệu, chất chảy, không khí nóng,
dầu mazut.
- Các phản ứng xảy ra trong quá trình luyện
thép:
C + O2 → CO2
S + O2 → SO2
Si + O2 → SiO2
4P + 5O2 → 2P2O5 (xỉ)
3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2 (xỉ).
CaO +SiO2 → CaSiO3 (xỉ)
CaCO3 → CaO +
CaO +
SiO2 → CaSiO3
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
27
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
BÀI 34 : CROM VÀ HỢP CHẤT CỦA CROM
I. Vị trí
trong BTH
và cấu hình
e
II. Tính
chất vật lí
Crom (Cr)
- Ở ô số 24, nhóm VIB, chu kì 4.
- Cấu hình e : 1s22s22p63s23p63d54s1 viết gọn [Ar]3d54s1 . Nguyên tử Cr có cấu
hình e bất thường như trên do 1 e ở phân lớp 4s chuyển sang phân lớp 3d để có
cấu hình bán bão hòa bền hơn.
Cr2+ : 1s22s22p63s23p63d4
;
Cr3+ : 1s22s22p63s23p63d3
- Màu trắng bạc, khối lượng riêng lớn (d = 7,2 g/cm3), nóng chảy ở 18900C. Là
kim loại cứng nhất, có thể rạch được thủy tinh. Mạng tinh thể lập phương tâm
khối.
- Là kim loại có tính khử trung bình (yếu hơn Zn nhưng mạnh hơn Fe)
- Trong các PƯHH, Cr tạo nên các hợp chất trong đó Cr có số oxh từ +1 đến +6
(thường gặp +2 , +3 , +6 )
1. Tác dụng với phi kim : Ở nhiệt độ thường, Cr chỉ tác dụng với flo. Ở nhiệt độ
cao,Cr tác dụng với oxi, clo, S,…
0
t
→ 2Cr2O3
4Cr + 3O2 ⎯⎯
0
t
→ 2CrCl3
2Cr + 3Cl2 ⎯⎯
;
0
t
→ Cr2S3
2Cr + 3S ⎯⎯
III. Tính
chất hóa
học
2. Tác dụng với nước :
Crom bền với nước và không khí do có màng oxit rất mỏng, bền bảo vệ. Chính vì
vậy, người ta mạ crom lên sắt để bảo vệ sắt Và cùng crom để chế tạo thép không
gỉ.
3. Tác dụng với axit :
a. Với axit HCl và H2SO4 loãng :
Vì có màng oxit bảo vệ, crom không tan ngay trong dung dịch loãng nguội của
axit HCl và H2SO4 . Khi đun nóng màng oxit tan ra, crom tác dụng với axit giải
phóng H2 và tạo muối crom (II) khi không có không khí.
0
0
t
t
→ CrCl2 + H2
→ CrSO4 + H2
Cr + 2HCl ⎯⎯
; Cr + H2SO4 ⎯⎯
b. Với axit HNO3 và H2SO4 đặc, nóng : tạo muối crom (III)
0
t
→ Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Cr + 6HNO3 (đặc) ⎯⎯
0
IV. Ứng
dụng
t
→ Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Cr + 6H2SO4 (đặc) ⎯⎯
Cr bị thụ động hóa trong dd HNO3 đặc nguội và H2SO4 đặc nguội, giống Al và
Fe.
4. Tác dụng với dung dịch muối : Crom khử ion kim loại yếu hơn ra khỏi dung
dịch muối.
Cr + 2AgNO3 → Cr(NO3)2 + 2Ag
- Dùng để mạ chi tiết máy.
- Sản xuất thép crom :
+ Thép có chứa 18% Cr là thép không gỉ (inox)
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
28
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
+ Thép chứa từ 25-30% Cr có tính siêu cứng dù ở nhiệt độ cao.
Các hợp chất của
Crom
1. Crom (III) oxit
: Cr2O3
2. Crom (III)
hiđroxit :
Cr(OH)3
Tính chất (vật lí + hóa học)
- Chất rắn màu lục thẫm, không tan trong nước.
- Là oxit lưỡng tính tương tự Al2O3 , tan trong dung dịch axit và kiềm đặc :
Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O
Cr2O3 + 2NaOH đặc → 2NaCrO2 + H2O
hay
Cr2O3 + 2NaOH đặc + 3H2O → 2Na[Cr(OH)4]
- Điều chế:
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + H2O
- Cr2O3 được dùng tạo màu lục cho đồ sứ, đồ thủy tinh.
- Chất rắn màu lục xám, không tan trong nước.
- Là một hiđroxit lưỡng tính tương tự Al(OH)3 , tan được trong dung dịch
axit và dung dịch kiềm :
Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2 + 2H2O
hay
Cr(OH)3 + NaOH → Na[Cr(OH)4]
- Điều chế:
3. Muối Crom
(III)
4. Crom (VI) oxit
: CrO3
Tài liệu sưu tầm
CrCl3 + 3NaOH → Cr(OH)3 + 3NaCl
- Vì ở trạng thái oxi hóa trung gian, ion Cr3+ trong dung dịch vừa có tính
oxi hóa (trong môi trường axit : Cr3+ → Cr2+ ) vừa có tính khử (trong môi
trường bazơ : Cr3+ → Cr6+ )
- Muối Cr(III) hay gặp: phèn crom-kali : K2SO4, Cr2(SO4)3.24H2O hay
KCr(SO4)2.12H2O
- Trong môi trường axit là chất oxi hóa:
2Cr3+ + Zn → Zn2+ + 2Cr2+
- Trong môi trường bazơ là chất khử:
2Cr3+ + 16OH- + 3Br2 → 2CrO42- + 6Br -+ 8H2O
hay 2CrO2- + 8OH- + 3Br2 → 2CrO42- + 6Br -+ 4H2O
- Chất rắn màu đỏ thẫm.
- Là oxit axit:
CrO3 + H2O → H2CrO4 (axit cromic)
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7 (axit đicromic)
Những axit cromic này không tách ra được ở dạng tự do mà chỉ tồn tại
trong dung dịch.
- Là chất oxi hóa mạnh: một số chất vô cơ và hữu cơ như S, P, C, C2H5OH
bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3
2CrO3 + 2NH3 → Cr2O3 + N2 + 3H2O
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
29
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
- Khác với những axit cromic và đicromic, các muối cromat và đicromat là
những hợp chất bền.
- Muối cromat CrO42- có màu vàng, muối Cr2O72- có màu da cam.
- Các muối cromat và đicromat có tính oxi hóa mạnh, đặc biệt trong môi
trường axit, muối crom (VI) bị khử thành muối Cr(III)
K2Cr2O7 + 14HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O
K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
5. Muối crom (VI)
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3I2 + 7H2O
- Trong dung dịch của ion Cr2O72- (màu da cam) luôn luôn có cả ion CrO42(màu vàng) ở trạng thái cân bằng với nhau : Cr2O72- + H2O
2CrO42- + 2H+
Vì có cân bằng trên nên khi thêm dd axit vào muối cromat (màu vàng) sẽ
tạo thành đicromat (màu da cam). Ngược lại khi thêm dd kiềm vào muối
đicromat, sẽ tạo thành cromat.
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
30
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
NHẬN BIẾT MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ
NHẬN BIẾT MỘT SỐ ION TRONG DUNG DỊCH
I. NGUYÊN TẮC CHUNG NHẬN BIẾT ION TRONG DUNG DỊCH :
Để nhận biết ion trong dung dịch người ta thêm vào dung dịch một thuốc thử để tạo với ion đó
một sản phẩm đặc trưng như : kết tủa, hợp chất có màu hoặc một chất khí khó tan sủi bọt hoặc
khí bay hơi khỏi dung dịch.
II. CHẤT THỬ VÀ THUỐC THỬ :
- Chất thử (chất phân tích hay mẫu thử) : hợp chất (hoặc ion) ta cần nhận biết.
- Thuốc thử: hoá chất được dùng để phản ứng với chất thử tạo ra phản ứng đặc trưng.
III. NHẬN BIẾT MỘT SỐ CATION TRONG DUNG DỊCH :
Chất
thử
NH4+
2+
Mg
Fe2+
Fe3+
Al
3+
Cr3+
Thuốc thử
Dấu hiệu
Dùng OH−
khí mùi khai, làm quỳ tím
đun nhẹ hoặc
ẩm hóa xanh.
quì tím ẩm
OH−
hay dd NH3
Phương trình phản ứng
NH4+ + OH− → NH3 + H2O
Kết tủa trắng, không tan
trong OH- dư hoặc NH3 dư.
Mg2+ + 2OH− → Mg(OH)2
Mg2+ + 2NH3 + 2H2O → Mg(OH)2↓ + 2NH4+
OH−
hay dd NH3
kết tủa trắng xanh
→ nâu đỏ, không tan trong
OH- dư hoặc NH3 dư.
Fe2+ + 2OH− → Fe(OH)2
Fe2+ + 2NH3 + 2H2O → Fe(OH)2↓ + 2NH4+
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3
Dung dịch
KMnO4/H+
Mất màu tím
MnO4- + 5Fe2+ +8H+ →Mn2+ + 5Fe3+ +4H2O
OH−
hay dd NH3
kết tủa nâu đỏ, không tan
trong OH- dư hoặc NH3 dư.
Fe3+ + 3OH− → Fe(OH)3
Fe3+ + 3NH3 + 3H2O → Fe(OH)3↓ + 3NH4+
SCN−
(thioxianat)
dd màu đỏ máu
OH− (cho từ
từ đến dư)
kết tủa keo trắng
→ tan, dd không màu
OH− (cho từ
từ đến dư)
kết tủa xanh → tan tạo dd
xanh
Fe3+ + 3SCN- → Fe(SCN)3
Al3+ + 3OH− → Al(OH)3
Al(OH)3 + OH− → AlO2- + 2H2O
Cr3+ + 3OH− → Cr(OH)3
Cr(OH)3 + OH− → CrO2- + 2H2O
OH−
kết tủa xanh
Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2
Cu2+
dd NH3
kết tủa xanh→ tan tạo dd
xanh lam
Cu2++2NH3+2H2O → Cu(OH)2 + 2NH4+
Cu(OH)2+4NH3 → [Cu(NH3)4]2++2OH-
Zn2+
OH−
kết tủa keo trắng→ tan, dd
không màu
Zn2+ + 2OH- → Zn(OH)2
Zn(OH)2 + 2OH− → ZnO22- + 2H2O
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
31
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
dd NH3
kết tủa keo trắng→ tan, dd
không màu
Zn2++2NH3+2H2O → Zn(OH)2 + 2NH4+
Zn(OH)2+4NH3 → [Zn(NH3)4]2++2OH-
OH−
kết tủa xanh lục
Ni2+ + 2OH- → Ni(OH)2  xanh lục
hay dd NH3
kết tủa xanh lục→ tan tạo
dd xanh
Ni2+ + 2OH- → Ni(OH)2  xanh lục
Ni(OH)2 + 6NH3 → [Ni(NH3)6]2+ + 2OH-
Dung dịch
H2SO4
kết tủa trắng, không tan
trong dung dịch axit dư.
Ba2+ + SO42- → BaSO4
CrO42-
kết tủa vàng tươi
Ba2+ + CrO42- → BaCrO4
Cr2O72-
kết tủa vàng tươi
2Ba2+ + Cr2O72-+ H2O → 2BaCrO4 + 2H+
Ca2+
CO32-
kết tủa trắng
Ca2+ + CO32- → CaCO3
Na+
tẩm lên dây
Pt rồi đốt trên
ngọn lửa đèn
khí
ngọn lửa vàng tươi
(không có)
ngọn lửa màu tím
(không có)
ngọn lửa màu đỏ tía
(không có)
Ni2+
Ba2+
K+
Li+
IV. NHẬN BIẾT MỘT SỐ ANION :
Chất thử
Thuốc thử
Dấu hiệu
Dd HCl hay
sủi bọt khí
H2SO4
mùi trứng thối
- Kết tủa đen
S21. Pb2+, Fe2+,
Cu2+, Ni2+ .
- Kết tủa CdS màu
2. Cd2+
vàng.
Dd HCl hay
sủi bọt khí
H2SO4
mùi hắc/ xốc
SO32-
CO32HCO3SO42-
dd KMnO4
mất màu tím
dd brom
mất màu da cam
Phương trình phản ứng
S2- + 2H+ → H2S
Pb2+ + S2- → PbS
SO32- + 2H+ → SO2 + H2O
5SO32- + 2MnO4- + 6H+
→ 5SO42- +2Mn2+ +3H2O
SO32- + Br2 + H2O → SO42- + 2HBr
Dd HCl hay
CO32- + 2H+ → CO2 + H2O
sủi bọt, khí sinh ra tạo
H2SO4, khí sinh
kết tủa trắng với dd
HCO3- + H+ → CO2 + H2O
ra qua dd
Ca(OH)2 dư.
CO2 + Ca(OH)2→CaCO3+H2O
Ca(OH)2 dư
dd Ba2+ (môi kết tủa trắng không tan
Ba2+ + SO42- → BaSO4
trường axit dư)
trong axit dư.
* Chú ý: Kết tủa BaCO3, Ba3(PO4)2,
Tài liệu sưu tầm
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
32
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
BaSO3, BaHPO4 màu trắng, tan trong
axit.
kết tủa trắng:
- tan trong dd NH3
- hoá đen ngoài ánh
sáng.
Cldd AgNO3
Ag+ + Cl- → AgCl
AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Clanh sang
2AgX ⎯⎯⎯⎯
→ 2Ag + X2
(X là halogen)
Br
 vàng nhạt, không tan
trong dd NH3
Ag+ + Br- → AgBr
I-
 vàng đậm, không tan
trong dd NH3
Ag+ + I- → AgI
PO43-
 vàng
-
NO3SiO32CrO42-
3Ag+ + PO43- → Ag3PO4
3Cu + 8H++ 2NO3dd
màu
xanh,
khí
không
dd H2SO4 loãng
→3Cu2+ + 2NO+ 4H2O
+ vụn Cu
màu → nâu đỏ
2NO + O2 → 2NO2
Dung dịch axit
Kết tủa keo trắng
2H+ + SiO32- → H2SiO3 
HCl, H2SO4
(axit silicic )
Kết tủa BaCrO4
Dd Ba2+
Ba2+ + CrO42- → BaCrO4
màu vàng tươi.
NHẬN BIẾT MỘT SỐ CHẤT KHÍ
I. NGUYÊN TẮC CHUNG ĐỂ NHẬN BIẾT HỢP CHẤT KHÍ :
- Dựa vào tính chất vật lí ( màu sắc, mùi, sự hoà tan) hoặc tính chất hóa học đặc trưng kèm theo
dấu hiệu nhận biết.
Chất
Thuốc thử
Dấu hiệu
Phương trình phản ứng
thử
H2S
Tính tan:
tan trong
nước.
Mùi
Pb2+ hay
Cu2+
Màu, mùi
SO2
Tính tan: dd KMnO
4
tan được
trong
dd Br2, I2
nước.
Dung dịch
Tài liệu sưu tầm
trứng thối
kết tủa đen
Pb(NO3)2 + H2S → PbS + 2HNO3
Cu(NO3)2 + H2S → CuS + 2HNO3
mùi hắc,
không màu
mất màu tím
mất màu
kết tủa trắng
5SO2+2KMnO4+2H2O→2MnSO4+K2SO4+2H2SO4
SO2 + Br2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4
SO2 + I2 + 2H2O → 2HI + H2SO4
SO2 + Ca(OH)2 → CaSO3 + H2O
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
33
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
Ca(OH)2 dư
CO2
Tính tan:
Tan
không dd Ca(OH)2
nhiều
dư
trong
nước.
Mùi
kết tủa trắng
khai
NH3
quì tím ẩm
hóa xanh
Tính tan:
tan tốt
khói trắng
trong dd HCl đặc
nước.
Mùi, màu
vàng lục, mùi hắc
Cl2
Tan
giấy tẩm dd
trong
Sản phẩm có
KI và hồ
nước.
màu xanh tím
tinh bột
NO2
Tan
trong
nước khi
có mặt
O2
O2
Tính tan:
Ít tan
trong
nước.
CO
Tính tan:
Rất ít tan
trong
nước.
NO
màu
nâu đỏ
nước, bột
Cu
bột Cu tan
tàn đóm đỏ
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O
NH3 + H2O
NH4+ + OH–
NH3(k) + HCl(k) → NH4Cl(r)
Cl2 + 2KI → 2KCl + I2
I2 làm xanh hồ tinh bột.
4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
cháy bùng lên
- chất rắn đen
- CuO, nung
to
→ Cu + CO2
CO + CuO ⎯⎯
nóng.
→ đỏ
- dd PdCl2
- Tạo kết tủa đen CO + PdCl2 + H2O → Pd + CO2 + 2HCl
tiếp xúc
Tài liệu sưu tầm
khí không màu
2NO + O2 → 2NO2
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694
34
Tổng hợp lý thuyết hóa vô cơ 12 – ôn thi THPT QG 2022
Ít tan
trong
nước.
H2
Ít tan
trong
nước
không khí
hoá nâu đỏ ngay
trong không khí
t
→ Cu + H2O
CuO + H2 ⎯⎯
- CuO màu đen,
- CuO, nung
chuyển sang Cu * Hoặc đốt cháy khí H2 rồi dẫn sản phẩm hơi H2O
nóng.
qua CuSO4 khan (trắng) thấy chuyển sang màu
màu đỏ.
xanh CuSO4.5H2O
N2
(không
màu) - Que diêm
Rất ít tan đang cháy
trong
nước
Khí HCl
Tan tốt
Dd AgNO3
trong
nước
Tài liệu sưu tầm
o
- Que diêm tắt
- kết tủa trắng
AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3
GV: Cô Thân Thị Liên - 0933555694