Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Bài 17 : VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN
VÀ CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI
I. Vị trí của các nguyên tố kim loại trong bảng tuần hoàn
- Kim loại chiếm khoản 90 nguyên tố trong bảng tuần hoàn
- Gồm nhóm IA  IIIA (trừ H, B), một phần của nhóm IVA  VIA, nhóm IB  VIIIB,họ lan
tan và actini
II. Cấu tạo của nguyên tử kim loại:
1.Cấu tạo nguyên tử
-Các nguyên tử kim loại có 1,2,3e ngoài cùng Ví dụ: Na:[Ne]3s
1
. Mg[Ne]3s
2
. Al[Ne]3s
2
3p
1

- Năng lượng ion hoá tương đối nhỏ
⇒
Kim loại dễ nhường electron
⇒
Tính chất chung của kim loại là tính KHỬ
2. Câu tạo mạng tinh thể
Ở nhiệt độ thường trừ Hg ở trạng thái lỏng
-Các kim loại khác ở trạng thái rắn và có cấu tạo tinh thể.
-Tinh thể kim loại gồm có 3 phần: nguyên tử, ion dương nằm ở nút mạng và các electron chuyển
động tự do trong mạng tinh thể
-Có 3 kiểu mang tinh thể phổ biến:lục,lập phương tâm diên, lập phương tâm khối. (xem các kiểu
mạng tinh thể sgk)
3. Liên kết kim loại

Zn
2+
Cr
2+
Fe
2+
Ni
2+
Sn
2+
Pb
2+
H
+
Cu
2+
Hg
2
2+
Fe
3+
Ag
+
Pt
2+
Au
3+
Tính Khử K Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Fe
2+
Ag Pt Au

2
→
0
t
2FeCl
3
+ Với phi kim yếu phải đun nóng và kim loại có hoá trị thấp :
Fe + S
→
0
t
FeS
Zn + S
→
0
t
ZnS
c/ Tác dụng với axit
* Với axit HCl, H
2
SO
4
loãng (tính oxi hóa thể hiện ở ion H
+
)
- Kim loại sẽ khử ion H
+
trong dd HCl và H
2
SO

đặc, đun nóng
Trừ Au và Pt, còn hầu hết các kim loại tác dụng được với HNO
3
(đặc hoặc loãng), H
2
SO
4
(đặc,
nóng),
Pt tổng quát: Kim loại + HNO
3
> muối ( hoá trị cao ) + Sản phẩn khử + H
2
O
− Với HNO
3
đặc nóng : thường giải phóng khí NO
2
( màu nâu đỏ )
Mg + 4HNO
3 đ, n

→
0
t
Mg(NO
3
)
2
+ 2NO

.
Ví dụ:
8Na + 10HNO
3 đ, n

→
0
t
8NaNO
3
+ NH
4
NO
3
+ 3H
2
O
4Mg + 10HNO
3 đ, n

→
0
t
4Mg(NO
3
)
2
+ N
2
O + 5H

S, S, SO
2
) + H
2
O.
Thường thì tạo SO
2
tuy nhiên một số trường hợp tạo H
2
S haợc S
Ví dụ:
8Na + 5H
2
SO
4 đ, n

→
0
t
4Na
2
SO
4
+ H
2
S + 5H
2
O
2Mg + 3H
2

đặc, nóng không sinh khí H
2
Chú ý : Al , Fe và Cr bị thụ động hoá trong H
2
SO
4
đặc, nguội và HNO
3
đặc, nguội
d/ Phản ứng với nước:
− Ở t
o
thường, chỉ có các kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng được với nước tạo thành dung dịch
kiềm và giải phóng H
2
. Một số kim loại yếu hơn phản ứng chậm hoạc không phản ứng
Ví dụ:
Na + H
2
O > NaOH + 1/2H
2
Be + H
2
O >
− Ở nhiệt độ cao, một số kim loại phản ứng với hơi nước
Fe + H
2
O
 →
> C

+ Cu
↓
− Ngoài ra kim loại mạnh ( Al) còn đẩy được kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại).
Xảy ra ở t
o
cao, toả nhiều nhiệt làm nóng chảy kim loại:
Al + Fe
2
O
3
→
0
t

Al
2
O
3
+ Fe
2Al + 3NiO
→
0
t
Al
2
O
3
+ 3Ni
III. Dãy điện hoá của kim loại
1. Cặp oxi hoá - khử của kim loại

2+
Fe
2+
Ni
2+
Sn
2+
Pb
2+
H
+
Cu
2+
Hg
2
2+
Fe
3+
Ag
+
Pt
2+
Au
3+
Dạng khử: K Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Fe
2+
Ag Pt Au
Tính khử của kim loại giảm dần
3. Ý nghĩa của dãy thế điện hoá của kim loại
- Dự đoán chiều phản ứng giữa 2 cặp oxh - kh:

4
+ H
2
↑
CÂU HỎI
1/ Tính chất vật lí chung của kim loại là gì? Do yếu tố nào quyết định ?
2/ Kim loại có tính chất hoá học đặc trưng là gì? Nguyên nhân tạo nên tính chất này?
3/ Kim loại có thể phản ứng được với những chất nào? Mỗi chất viết pthh minh hoạ tính khử
của kim loại
4/ Khi kim loại phản ứng với HCl , H
2
SO
4
loãng có gì khác so với khi phản ứng với HNO
3
,
H
2
SO
4
đặc, đun nóng ?
5/ Nêu điều kiện để phản ứng của kim loại với dd muối xảy ra? Viết pthh minh hoạ ?
6/ Học thuộc thứ tự của các nguyên tử / ion kim loại trong dãy điện hoá
7/ Dãy điện hoá cho ta biết điều gì? Lưu ý những bài tập dự đoán khả năng xảy ra phản ứng của
kim loịa với dd muối
Bài 19 : HỢP KIM
I. Khái niệm: Hợp kim là vật liệu kim loại chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc
phi kim khác.
VD: Thép là hợp kim của Fe và C
Hợp kim Đuyra là hợp kim của Al với Cu, Mn, Si

+ 4H
2
↑
Cu + Cl
2

→
0
t
CuCl
2
- Điều kiện ăn mòn hóa học:Kim loại phải tiếp xúc trực tiếp với các chất của môi trường
2. Ăn mòn điện hoá:
Ăn mòn điện hoá học 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 điện chuyển dời từ cực âm đến cực dương
Cơ chế ăn mòn điện hoá:
Những kim loại dùng trong đời sống và kỹ thuật thường ít nhiều có lẫn tạp chất (kim loại khác
hoặc phi kim), khi tiếp xúc với môi trường điện li (như hơi nước có hoà lẫn các khí CO
2
, NO
2
,
SO
2
,…hoặc nước biển, …) sẽ xảy ra quá trình ăn mòn điện hoá.
Xét cơ chế ăn mòn của gang để ngoài không khí ẩm. Gang là Fe có lẫn C, trong không khí
ẩm có hoà tan H
+
, O
2

Sau đó xảy ra quá trình tạo thành gỉ sắt:
Fe
2+
+ 2OH
-
-> Fe(OH)
2
4Fe(OH)
2

+O
2
+ 2H
2
O

->
4Fe(OH)
3
2
H O−
→
xFeO.
yFe
2
O
3
. mH
2
O

Ví dụ: Để bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép, người ta gắn vào vỏ tàu (phần chìm trong nước biển) 1
tấm kẽm. Khi tàu hoạt động, tấm kẽm bị ăn mòn dần, vỏ tàu được bảo vệ. Sau một thời gian người
ta thay tấm kẽm khác.
CÂU HỎI:
1/ Thế nào là ăn mòn kim loại? Kết quả của quá trình ăn mòn kim loại ?
2/ Có mấy kiểu ăn mòn kim loại? Nêu điểm giống và khác nhau của các loại ăn mòn này?
3/ Nêu điều kiện của ăn mòn điện hoá và ăn mòn hoá học
4/ Giải thích cơ chế bảo vệ kim loại bằng phương pháp điện hoá
Bài 21: ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
I. Nguyên tắc chung: Khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại.
M
n+
+ ne -> M
II. Các phương pháp điều chế
Tuỳ thuộc vào tính khử của kim loại mà ta có những phương pháp sau:
1. Phương pháp nhiệt luyện (Dùng điều chế kim loại trung bình, yếu sau Al): Dùng các chất
khử như CO, H
2
, C hoặc kim loại để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao. Phương pháp này
được sử dụng để sản xuất kim loại trong công nghiệp:
CuO + H
2

→
0
t
Cu + H
2
O
Fe

Cực ( -) catot: Al
3+
+ 3e - Al
Cực (+) anot : 2O
2-
 O
2
+ 4e
Pt: 2Al
2
O
3
→ 4Al + 3O
2
b. Điện phân dung dịch (điều chế kim loại trung bình, yếu): Điện phân dung dịch muối
của chúng ( có H
2
O )
Trang 5
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Lưu ý: Thứ tự điện phân
Cực ( + ) SO
4
2-
,NO
3
-
< H
2
O < Cl

4
Ở anot ( - ) : Cu
2+
, H
2
O Cu
2+
+ 2e > Cu
Ở catot ( +): SO
4
2-
, H
2
O 2H
2
O > 4H
+
+ O
2
+ 4e

Pt: CuSO
4
+ H
2
O > Cu + O
2
+ H
2
SO

kiềm có tính khử rất mạnh. Tính khử tăng từ Li  Cs
M  M
n+
+ ne
Trong hợp chất các kim loại kiềm có số oxi hóa +1 ( trừ hợp chất hiđrua )
1/ Phản ứng với phi kim:
Kim loại kiềm có tính khử mạnh nên khử dễ dành các phi kim thành ion âm
a/ Phản ứng với oxi: tạo oxit hoặc peoxit
Natri cháy trong khí oxi tạo ra oxit hoặc peoxit
Na + O
2

nhiệt độ thường
Na
2
O ( Natri oxit )
Na + O
2

nhiệt độ cao
Na
2
O
2
( Natri peoxit )
b/ Tác dụng với khí Clo: tạo muối clorua
2K + Cl
2
2KCl
2/ Tác dụng với axit:

1/ Ứng dụng:
-KLK có nhiều ứng dụng trong đời sống và kĩ thuất
+ Dùng chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp. VD hợp kim K-Na có t
nc
70
o
C dùng làm chất
trao đổi nhiệt trong lò hạt nhân
+ Hợp kim Li-Al là họp kim siêu nhẹ dùng sx thiết bị hàng không
+Xesi dùng làm tế bào quang điện
2/ Trạng thái TN:
Do có tính khử mạnh nên KLK tồn tại trong TN dưới dạng hợp chất
3/ Điều chế:
KL kiềm được điều chế bằng pp điện phân nóng chảy: M  M
n+
+ ne
B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KLK:
I. NATRI HIĐROXIT: NaOH
1. Tính chất:
a/ Tính chất vật lí:
Natri hiđroxit (NaOH) hay xút ăn da là chất rắn, không màu, dễ nóng chảy ( t
nc
= 322
o
C ), hút ẩm
mạnh ( dễ chảy rữa), tan nhiều trong nước và tỏa nhiệt mạnh
b/ Tính chất hoá học:
- Tan trong nước phân li hoàn toàn thành ion:
NaOH > Na
+

2
O
*Pt phân tử CuSO
4
+ 2NaOH  Cu(OH)
2
+ Na
2
SO
4
Pt ion thu gọnCu
2+
+ 2OH
-
 Cu(OH)
2
2.Ứng dụng:
NaOH là hóa chất quan trọng hang thứ hai trong các ngành CN. Dùng nấu xà phòng, chế phẩm
nhuộm, tơ nhân tạo, tinh chế quặng nhôm, CN chế biến dầu mỏ
II. NATRI HIĐROCACBONAT: NaHCO
3
1. Tính chất:
- NaHCO
3
là chất bột màu trắng, ít tan trong nước, dễ bị nhiệt phân tạo ra Na
2
CO
3
và khí CO
2

2.Ứng dụng:
Dùng trong CN dược phẩm và thực phẩm
III. NATRI CACBONAT: Na
2
CO
3
1.Tính chất:
- Na
2
CO
3
là chất rắn màu trắng, tan nhiều trong nước. ở nhiệt độ thường Na
2
CO
3
tồn tại dạng
muối ngậm nước Na
2
CO
3
.10H
2
O, nhiệt độ tăng lên mất dẫn nước thành muối kết tinh và nóng
chảy ở 850
o
C
- Na
2
CO
3

+ 3CO
3
+ K
2
S
CÂU HỎI:
1/ Tại sao kim loại kiềm lại mềm và có t
nc
, t
s
thấp?
2/ Viết cấu hình tổng quát của kim loại kiềm. Dự đoán tính chất hoá học của KL kiềm
3/ Nguyên nhân tính khử mạnh của KL kiềm
4/ Với tính khử mạnh KL kiềm phản ứng được với những đơn chất và hợp chất nào ?
5/ Để điều chế kim loại Kiềm ta dùng phương pháp nào? Viết cơ chế và pt điều chế Na từ NaCl
6/ Nêu tính chất hoá học của NaOH, viết pt chứng minh
7/ Nêu tính chất hoá học cảu NaHCO
3
. Viết pt chứng minh tính lưỡng tính cảu NaHCO
3
8/ Viết pt nhiệt phân NaHCO
3
và KNO
3

Bài 26 : KIM LOẠI KIỀM THỔ VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG
CỦA KI LOẠI KIỀM THỔ
A. KIM LOẠI KIỀM THỔ
I. Vị trí của kim loại kiềm thổ trong bảng tuần hoàn, cấu hình electron nguyên tử
- Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA của bảng tuần hoàn, gồm các nguyên tố beri (Be), magie

- Lưu ý : Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi và khối lượng riêng của các kim loại kiềm thổ không
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 hoá học
- Các nguyên tử kim loại kiềm thổ có năng lượng ion hoá nhỏ, vì vậy kim loại kiềm thổ có tính
khử mạnh. Tính khử tăng dần từ beri đến bari
M→ M
2+
+ 2e.
- Trong hợp chất, các kim loại kiềm thổ có số oxi hoá +2.
1. Tác dụng với phi kim
Kim loại kiềm thổ khử các nguyên tử phi kim thành ion âm.

2
0
Mg
+
0
2
O
→ 2
+2 -2
Mg O
2. Tác dụng với dung dịch axit
a) Với dung dịch axit H
2
SO
4
loãng ,HCl
Kim loại kiềm thổ khử mạnh ion H

+
5
N
trong HNO
3
và
+6
S
trong H
2
SO
4
đặc xuống số oxi hoá thấp hơn
Ví dụ:
Trang 8
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
−
→
3
4
2 3 2
+ NH NO + 3H O
0 +5 +2
3 lo ng·
3
4 Mg + 10HNO 4 Mg(NO )
+6
0 +2 2
2 4 2 2
4 ®Æc

+ CO
2
→ CaCO
3
↓ + H
2
O
Phản ứng trên thường được dùng để nhận biết khí CO
2
.
- Ca(OH)
2
là một bazơ mạnh, lại rẻ tiền nên được sử dụng rộng rãi trong nhiều ngành công nghiệp:
sản xuất xút NaOH, amoniac NH
3
, clorua vôi CaOCl
2
,
2. Canxi cacbonat : CaCO
3
• Canxi cacbonat (CaCO
3
) là chất rắn, màu trắng, không tan trong nước, bị phân huỷ ở nhiệt độ
khoảng 1000
0
C.
CaCO
3
CaO + CO
2

Ca(HCO
3
)
2

→
0
t
CaCO
3
+ CO
2
+ H
2
O
Các phản ứng trên giải thích sự tạo thành thạch nhũ (CaCO
3
) trong các hang đá vôi, cặn trong
ấm nước,
• Đá vôi dùng làm vật liệu xây dựng, sản xuất vôi, xi măng, thuỷ tinh, Đá hoa dùng làm các
công trình mĩ thuật (tạc tượng, trang trí, ). Đá phấn dễ nghiền thành bột mịn làm phụ gia của
thuốc đánh răng,
3. Canxi sunfat: CaSO
4
• Trong tự nhiên, canxi sunfat (CaSO
4
) tồn tại dưới dạng muối ngậm nước CaSO
4
.2H
2

2+
và Mg
2+
được gọi là nước mềm.
Người ta phân biệt nước cứng có tính cứng tạm thời, vĩnh cửu và toàn phần.
a) Tính cứng tạm thời là tính cứng gây nên bởi các muối Ca(HCO
3
)
2
và Mg(HCO
3
)
2
. Gọi là tính
cứng tạm thời vì chỉ cần đun sôi nước, các muối Ca(HCO
3
)
2
và Mg(HCO
3
)
2
bị phân huỷ tạo ra kết
tủa CaCO
3
và MgCO
3
nên sẽ làm mất tính cứng gây ra bởi các muối này.
o
t

3
)
2
và Mg(HCO
3
)
2
tạo ra muối
cacbonat không tan. Loại bỏ kếy tủa ta được nước mềm
- Dùng Ca(OH)
2
với một lượng vừa đủ để trung hoà muối Ca(HCO
3
)
2
hoặc Mg(HCO
3
)
2
, tạo ra
kết tủa làm mất tính cứng tạm thời.
Ca(HCO
3
)
2
+ Ca(OH)
2
→ 2CaCO
3
↓ + 2H

+ Na
2
CO
3
→ CaCO
3
↓ + 2NaHCO
3
CaSO
4
+ Na
2
CO
3
→ CaCO
3
↓ + Na
2
SO
4
Trên thực tế, người ta dùng đồng thời một số hoá chất, thí dụ Ca(OH)
2
và Na
2
CO
3
.
b. Phương pháp trao đổi ion
- Phương pháp trao đổi ion dùng các chất hoặc polime có khả năng trao đổi các ion với môi
trường thông qua quá trình này có thể loại ion Ca

3 2 2 3 2
Ca +2HCO
CaCO + CO + H O Ca(HCO )
(tan)

+ −
+ → ↓
2 2
3 3
Mg CO CaCO

+ −
+
+ + →
1 44 2 4 43
2
3
3 2 2 3 2
Mg 2HCO
MgCO CO H O Mg(HCO )
(tan)
CÂU HỎI:
1/ Tại sao KL kiềm thổ có nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy biên đổi không theo quy định?
2/ Viết cấu hình tổng quát của KL nhóm II A. Dựa vào cấu hình này cho biết tính chất hoá học
của KL kiềm thổ
Trang 10
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
3/ Kim loại kiềm thổ tác dụng được với những đơn chát và hợp chất nào ? Viết ptpư của Mg vơi
HCl, HNO
3

O
3
bảo vệ
III/ Tính chất hóa học:
Nhôm là kim loại có tính khử mạnh (chỉ sau KL kiềm và kiềm thổ). Nên dễ bị oxi hoá thành ion
dương
Al > Al
3+
+ 3e
1/ Phản ứng với phi kim:
Nhôm khử các nguyên tố phi kim thành ion âm
a. Tác dụng với Halogen: muối nhôm halogenua
2Al + 3Cl
2
> 2AlCl
3
b/ Tác dụng với oxi: > Oxit nhôm
4Al + 3O
2
> Al
2
O
3
Lưu ý: Ở điều kiện thường Nhôm bền với không khí do có lớp oxi bảo vệ
2/ Tác dụng với axit:
a/ Axit HCl và H
2
SO
4
loãng > H

Al khử
5+
N
và
6+
S
xuống số oxi hoá thấp hơn
- 8Al + 30HNO
3
> 8Al(NO
3
)
3
+ 3NH
4
NO
3
+ 9H
2
O
- 2Al + 6H
2
SO
4
đặc nóng > Al
2
(SO
4
)
3

(1)
5/ Dung dịch kiềm:
Lớp oxit Al
2
O
3
có tính lưỡng tính sẽ tác dụng với dd Kiềm, lớp oxit bảo về nhôm đã bị
phá vỡ. Nhôm phản ứng với nước theo pt (1). Sau đó Al(OH)
3
phản ứng với NaOH theo pt
Al(OH)
3
+ NaOH > NaAlO
2
+ 2H
2
O (2)
Kết luận: Nhôm không tác dụng trực tiếp với Kiềm mà tác dụng với H
2
O trước sau đó Al(OH)
3

mới tác dụng với Kiềm
⇒
Nhôm không có tính lưỡng tính
Al +NaOH + H
2
O > NaAlO
2
+ 3/2H

O
3/ Cơ chế điện phân:
Al
2
O
3
nóng chảy Al
2
O
3
> 2 Al
3+
+ 3 O
2-
Cực ( + ): 2O
2-

> O
2
+ 2.2e
Cực ( - ) : Al
3+
+ 3e > Al

Ptđp: 2Al
2
O
3
> 4Al + 3O
2

2
O
pt ion: Al
2
O
3
+ 6H
+
> 2Al
3+
+ 3H
2
O
II. Nhôm hiđroxit: là chất lượng tính
1. Tác dụng với dd NaOH: Al(OH)
3
+ NaOH > NaAlO
2
+ 2 H
2
O
pt ion: Al(OH)
3
+ OH
-
> AlO
2
-
+ 2H
2

3
+ Al(OH)
3
3. Điều chế Al(OH)
3
Al(OH)
3
là chất lượng tính nên dễ tan trong dd kiềm dư do đó muốn điều chế Al(OH)
3
cho
muối Al
3+
tác dụng với dd NH
3
AlCl
3
+ 3NH
3
+ 3H
2
O

> Al(OH)
3
+ 3NH
4
Cl
III. Nhôm sunfat:
- Muối nhôm sunfat có nhiều ứng dụng nhất là muối kép của Nhôm với Kali ngậm nước gọi là
phèn chua K

chung là phèn nhôm
IV: Nhận biết ionAl
3+
:
Cho từ từ dung dịch NaOH dư vào dung dịch, nếu thấy có kết tủa keo xuất hiện rồi tan trong NaOH thì
chứng tỏ có ion Al
3+
.
Al
3+
+ 3OH
-

→
Al(OH)
3

Al(OH)
3
+ OH
-
(dư)
→
AlO
2
−
+ 2H
2
O
CÂU HỎI:

2
- + 2H
2
O (2)
Dạng toán 1: Biết
+3
Al
n
và
−
OH
n
. Xác đinh lượng Al(OH)
3
Nguyên tắc: lập tỉ lệ
+
−
=
3
Al
OH
n
n
T
Giá trị T Phản ứng xảy ra Sản phẩm
3≤
(1) Al(OH)
3
3<T<4 (1) và (2) Al(OH)
3

3
)(OHAl
n
(1)
−
OH
n
= 3
3
)(OHAl
n
+3
Al
n
≠

3
)(OHAl
n
Có 2 trường hợp xảy ra
Trường hợp 1: Chỉ có phản ứng (1) xảy ra
+3
Al
n
dư so với
−
OH
n
Trường hợp 2: Xảy ra cả 2 phản ứng (1) và
(2)

2
hay viết gọn [Ar]3d
6
4s
2
- Sắt có 2e lớp ngoài cùng và phân lớp 3d chưa bão hòa nên dễ dàng nhường 2e ở phân lớp 4s
hoạc nhường thêm 1e ở phân lớp 3d để tạo thành ion Fe
2+
, Fe
3+
.
+ Cấu hình của Fe
2+
: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
6
+ Cấu hình của Fe
3+
: 1s
2
2s

Fe + S > FeS
b/ Tác dụng với oxi: là chất oxi hóa mạnh nên Fe khử O
2
xuống số oxi hóa -2 còn Fe bị oxi hóa
đến số oxi hóa +2 hoặc +3
3Fe + 2O
2
> Fe
3
O
4
c/ Tác dụng với Clo:
Fe sẽ khử Clo xuống số oxi hóa -1 còn Fe bị oxi hóa đến số oxi hóa +3
Fe + Cl
2
 FeCl
3
2/ Tác dụng với axit:
a/ Tác dụng với H
2
SO
4
loãng, HCl
- Fe khử ion H
+
trong dd axit thành khí H
2
, còn Fe bị oxi hóa đến số oxi hóa +2
Trang 13
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

xuống số oxi hóa thấp hơn, còn Fe bị oxi hóa lến tới số oxi hóa là +3
Fe + 4HNO
3
> Fe(NO
3
)
3
+ NO + 2H
2
O
Fe + 6 H
2
SO
4

đđ
> Fe
2
(SO
4
)
3
+ 3 SO
2
+ 6 H
2
O
* Lưu ý: Fe bị thụ động hóa bới các axit HNO
3
, H
570<
Fe
3
O
4
+ 4H
2
IV: Trạng thái tự nhiên:
-Sắt chiếm khoảng 5% khối lượng vỏ trái đất
- Sắt tồn tại chủ yếu dạng hợp chất. Các quặng sắt quan trọng là: manhetic ( Fe
3
O
4
), hematic đỏ
( Fe
2
O
3
), quặng hematic nâu (Fe
2
O
3
.nH
2
O), quặng xideric FeCO
3
, quặng pirit (FeS
2

+ 2e > Fe
( Oxi hoá )
1/ Sắt (II) oxit: FeO
- Là chất rắn màu đen, không tồn tại trong tự nhiên. Do bị oxi không khí oxi hó thành Fe
3+
- Sắt II oxit là chất khử nên phản ứng dễ dàng với chất oxi hóa
Ví dụ : Cho FeO vào dung dịch HNO
3
loãng, H
2
SO
4
đặc
3FeO + 10 HNO
3
> 3 Fe(NO
3
)
3
+ NO + 5H
2
O
2FeO + 4 H
2
SO
4
đặc > Fe
2
(SO
4

không có không khí
Trang 14
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Fe
2+
+ 2 OH
-
> Fe(OH)
2

- Nếu để lâu trong không khí Fe(OH)
2
thì Fe(OH)
2
dễ chuyển thành Fe(OH)
3
4Fe(OH)
2
+ O
2
+ H
2
O  4Fe(OH)
3
- Điều chế Fe(OH)
2
: dùng phản ứng trao đổi ion giữa dung dịch muối sắt (II) với dung dịch bazơ.
Ví dụ: FeCl
2
+ 2 NaOH > Fe(OH)

> FeSO
4
+ H
2
O
Lưu ý: Dung dịch muối sắt II khi điều chế xong phải dùng ngay vài để lâu sẽ chuyển thành sắt III
II. Hợp chất sắt (III):
Trong hợp chất sắt (III) Fe có số oxi hóa là +3, khi tác dụng với chất khử, hợp chất sắt (III) bị khử
thành hợp chất sắt (II) hoặc kim loại sắt tự do.
Trong pư hoá học : Fe
3+
+ 1e  Fe
2+
Fe
3+
+ 3e  Fe
 tính chất chung của hợp chất sắt (III) là tính oxi hoá.
1. Sắt ( III ) oxit: Fe
2
O
3
- Fe
2
O
3
là chất rắn màu nâu đỏ, không tan trong nước
- Fe
2
O
3

> 2Fe + 3H
2
O
- Điều chế sắt III oxit bằng phản ứng phân hủy Fe(OH)
3
ở nhiệt độ cao
2Fe(OH)
3
> Fe
2
O
3
+ 3H
2
O
Trong tự nhiên sắt III oxit tồn tại dạng quặng hematic
2. Sắt ( III ) hiđroxit: Fe(OH)
3
- Fe(OH)
3
là chất rắn màu nâu đỏ, không tan trong nước
- Fe(OH)
3
là bazo dễ tan trong axit
Fe(OH)
3
+ 3HCl  FeCl
3
+ 3H
2

được điều chế bằng cách nào? Viết pt
5/ Muối Fe ( II ) thường có màu gì? được điều chế bằng cách nào?
6/ Tính chất chung của sắt III là gì ? Viết pt minh hoạ
7/ Nêu tính chất của Fe
2
O
3
và viết pt minh hoạ
8/ Muối sắt III có màu gì và được điều chế bằng cách nào?
Trang 15
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Bài 33: HỢP KIM CỦA SĂT
I. GANG
1/ Khái niệm: Gang là hợp kim của sắt với C, trong đó có từ 2% đến 5% khối C, ngoài ra còn 1
lượng nhỏ các nguyên tố Si, Mn, S…
2/ Phân loại:
a/ Gang xám: là gang có chứa C ở dạng than chì
b/ Gang trắng: là gang có chứa C ít hơn, chủ yếu dạng xêmentit
3/ Sản xuất
a/ Nguyên tắc: Khử quặng sắt oxit bằng than cốc trong lò cao
b/ Nguyên liệu:
Quặng sắt oxit ( thường là quặng hematite đỏ Fe
2
O
3
), than cốc và chất chảy( CaCO
3
, SiO
2
)

C săt III oxit bị khử thành oxit sắt từ
3 Fe
2
O
3
+ CO  2Fe
3
O
4
+ CO
2
- Phần giữa của thân lò: oxit sắt từ bị khử thành sắt II oxit ở 500
o
C > 600
o
C
Fe
3
O
4
+ CO  3FeO + CO
2
- Phần dưới của thân lò: sắt II oxit bị khử thành sắt kim loại ở 700
o
C > 800
o
C
FeO + CO  Fe + CO
2
Phản ứng tạo xỉ: xảy ra ở bụng lò ở nhiệt độ 1000

+ Thép 13% Mn rất cứng dùng làm máy nghiềm đá
+ Thép chứa 20% Cr, 10% Ni rất cứng và không rỉ, dùng làm dụng cụ gia đình và y tế
+ Thép chứa khoảng 18% W, 5% Cr rất cứng dùng chế máy cắt, gọt, máy nghiền
3/ Sản xuất thép:
a/ Nguyên tắc: Làm giảm các tạp chất C, Si, Mn … có trong gang bằng cách oxi hóa và tách
chúng ra dưới dạng xỉ
b/ Các phương pháp luyện thép:
Phương pháp Bet-xơ-me: Dùng luồng không khí mạnh thổi vào gang lỏng
-Ưu điểm: Luyện nhanh
- Nhược điểm: Không luyên được thép chứa nhiều P và có thành phần như ý muối
Trang 16
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Phương pháp Mac – tanh: dùng không khí nóng hoặc nhiên liệu khí oxi hóa các tạp chất trong
thời gian dày
- Ưu điểm: Luyện được thép có thành phần mong muốn
- Nhược điểm: Mất nhiều thời gian và năng lượng
Phương pháp lò điện: Dùng dòng điện tạo ra hồ quang để oxi hóa các tạp chất với điện cực than
chì
-Ưu điểm: Luyện được thép có kim loại nhiệt độ nóng chảy cao và thép không chứa P, S
- Nhược điểm: Dung tích nhỏ, tốn điện năng
CÂU HỎI:
1/ Hợp kim là gì? Giữa gang và théo có điểm gì giống và khác nhau
2/ Nêu nguyên tắc và nguyên liểuan xuất Gang
3/ Cho biết cá giai đoạn xảy ra ở lò cao trong quá trình luyện Gang
4/ Viết pt chuyển Fe
2
O
3
thành Fe ở phân thân lò cao
5/ Cho biết vai trò xỉ lò cao? Viết pt tạo xỉ

5
4s
1
II / Tính chất vật lí:
Crom là kim loại màu trắng ánh bạc, có khối lượng riêng lơn. Crom là kim loại cứng nhất có thể
rạch được thủy tinh
III / Tính chất hóa học:
- Crom là kim loại có tính khử trung bình. Mạnh hơn Sắt nhưng yếu hơn Kẽm
- Trong các phản ứng hóa học Crom tạo hợp chất có số oxi hóa từ +1  +6 ( thường là số oh +2;
+4; +6)
1/ Tác dụng với phi kim:
Ở nhiệt độ thường Crom chỉ phản ứng được với Flo. Còn ở nhiệt độ cao Crom tác dụng được với
O
2
, Cl
2
và S…
4Cr + 3O
2
> 2Cr
2
O
3
2Cr + 3Cl
2
> 2CrCl
3
2Cr + 3S > Cr
2
S

b/ Axit HNO
3
và H
2
SO
4
đặc nóng
Crom sẽ khử
6+
S
và
5+
N
trong H
2
SO
4
và HNO
3
xuống số oxi hóa thấp hơn, còn Crom bị oxi thành
3+
Cr
0
Cr
+ 4
5
3
+
NOH


3
là oxit lưỡng tính
Tác dụng với axit: Cr
2
O
3
+ 6HCl > 2CrCl
3
+ 3H
2
O
Tác dụng với bazo: Cr
2
O
3
+ 2NaOH > 2NaCrO
2
+ H
2
O
Trong hợp chất Crom( III ) Crom có số oxi hóa trung gian, nên ion Cr
3+
trong dd vừa có tính oxi
hóa ( trong môi trường axit) vừa có tính khử ( trong môi trường kiềm)
2
3
3
ClCr
+
+ Zn > 2

1−
BrNa
+ 4H
2
O
b/ Crom ( III ) hiđroxit: Cr(OH)
3
- Cr(OH)
3
là chất rắn màu lục xám, không tan trong nước
- Cr(OH)
3
là một hiđroxit lưỡng tính, giống như Al(OH)
3

Cr(OH)
3
+ 3HCl > CrCl
3
+ 3H
2
O
Cr(OH)
3
+ NaOH > NaCrO
2
+ 2H
2
O
2/ Hợp chất Crom (VI)

3
có tính oxi hóa mạnh làm bốc cháy một số chất vô cơ và hữu cơ: C, P, C
2
H
5
OH…
b/ Muối crom ( VI )
- Muối crom ( VI ) là hợp chất bền có thể tách ra khỏi dd
+ Muối Cromat: Na
2
CrO
4
, K
2
CrO
4
là muối của axit Cromic, ion CrO
4
2-
trong dd có màu vàng
chanh
+ Muối đicromat: Na
2
Cr
2
O
7
, K
2
Cr

+
34
2
3
)(SOCr
+
+ K
2
SO
4
+ 7H
2
O
Trong dd có ion Cr
2
O
7
2-
(vàng cam ) luôn có mặt ion CrO
4
2-
( vàng chanh) ở dạng cân bằng
Cr
2
O
7
2-
+

H

5/ Giải thích sự chuyển đổi qua lại của Cromat và điCromat trong dd axit và dd bazo
Trang 18
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Bài 35: ĐỒNG và HỢP CHẤT
I. Vị trí và cấu hình của Đồng:
- Đồng ( Cu ) thuộc ô thứ 29, chu ki 4, nhóm IB
- Đồng có cấu hình e bất thường: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
1
Nguyên tử đồng có cấu hình e đặc biệt, do 1e ở phân lớp 4s chuyển vào phân lớp 3d để đặc cấu
hình bền hơn. Nên đồng có 2 số oxi hóa +1, +2
II .Tính chất hóa học:
Đồng kim loại có màu đỏ, khôi lượng riêng lớn, nóng chảy 1083
o
C. Đồng tinh khiết tương đối
mèm và dẻo. Đồng dẫn điện, dẫn nhiệt tốt chỉ kém Ag
III. Tính chất hóa học:
Đồng là kim loại kém hoạt động, có tính khử yếu
1/ Tác dụng với phi kim:

S
xuống số oxi hoá thấp hơn

0
Cu
+ 2
4
6
2
OSH
+
( đặc) >
4
2
SOCu
+
+
2
4
OS
+
+ 2H
2
O

0
Cu
+ 4
3
5

2+
+ 4H
2
O
IV. Hợp chất của đồng:
1. Đồng ( II ) oxit: CuO
- Đồng ( II ) oxit là chất rắn màu đen, không tan trong nước
- CuO là oxit bazo và có tính oxi hoá tác dụng dễ dàng với axit và oxit axit
CuO + H
2
SO
4
> CuSO
4
+ H
2
O
CuO + 2HNO
3
đặc > Cu(NO
3
)
2
+ H
2
O
- Khi đun nóng CuO bị H
2
, CO, C khử thành Cu
CuO + H

2
, CuSO
4
, Cu(NO
3
)
2
- CuSO
4
kết tinh ở dạng muối ngậm nước có màu xanh, dạng khan có màu trắng
CuSO
4
.H
2
O
t
CuSO
4
+ 5H
2
O
Xanh trắng
4/ Ứng dụng:
- Đồng kim loại có nhiều ứng dụng trong nghành công nghiệp và kĩ thuật. Dùng làm đây dẫn điện,
chế tạo hợp kim
- Hợp chất của đồng sunfat dạng khan dùng nhận biết dấu vết hơi nước trong các chất
Trang 19
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Bài: SƠ LƯỢC NIKEN – KẼM - THIẾC – CHÌ
I. Niken: Ni

2Zn + O
2
> 2ZnO
Zn + S > ZnS
- Kẽm dùng để chế tạo hợp kim, mạ lên sắt để bảo vệ sắt. ZnO dùng trong y học
III. Chì: Pb
1. Vị trí trong bảng tuần hoàn
Chì ở ô thứ 82, nhóm IV A, chu kì 6
2. Tính chất và ứng dụng:
- Chì là kim loại có màu trắng hơi xanh, khối lượng riêng lớn, mềm và dẻo
- Ở điều kiện thường chi không phản ứng với O
2 ,
S do có màng oxit bảo vệ, khi đun nóng chi
phản ứng hoàn toàn với O
2
, S
2 Pb + O
2
> 2 PbO
Pb + S > PbS
- Chì và hợp chất của chì rất độc
- Chì được dùng chế tạo các bản cực acquy
IV: Thiếc: Sn
1. Vị trí trong bảng tuần hoàn :
Thiếc ở ô thứ 50, thuộc nhóm IV A, chu kì 5 của bảng tuần hoàn
2. Tính chất và ứng dụng:
- Thiếc có 2 dạng thù hình: thiếc trắng và thiếc xám
- Ở điều kiện thường thiếc là kim loại màu trắng bạc, có khối lượng riêng lớn, mèm dẻo
- Thiếc phản ứng chậm nhiều đơn chất và hợn chất
Sn + 2 HCl > SnCl


2. Nhận biết cation ion NH
+

4
:
- Thêm lượng dư OH
-
( NaOH, KOH ) và dd có ion NH
+
4
rồi nung nhẹ, sẽ có khí NH
3
sinh ra.
NH
+
4
+ OH
-
> NH
3
+ H
2
O
- Khí này được nhận biết bằng mùi ( mùi khai) hoặc bằng giấy quỳ ẩm ( quỳ ẩm hóa xanh)
3. Nhận biết cation Ba
2

+
:

3+
+ 3 OH
-
> Al(OH)
3
Al(OH)
3
+ OH
-
> AlO
2
-
+ H
2
O
5. Nhận biết các cation Fe
2+
, Fe
3+
:
a/ Nhận biết cation Fe
3+
:
- Để nhận biết ion Fe
3+
ta dùng ion OH
-
( dd kiềm, dd NH
3
), tạo thành kết tủa Fe(OH)

+ H
2
O > Fe(OH)
3
(đỏ nâu)
6. Nhận biết cation Cu
2

+
:
- Để nhận biết ion Cu
2+
ta dùng dd NH
3
, lúc đầu tạo thành kết tủa Cu(OH)
2
mà xanh, sau đo kết
tủa này tan ra dạng dd màu xanh lam do tạo thành phức
Cu
2+
+ OH
-
> Cu(OH)
2

Cu(OH)
2
+ NH
3
> [Cu(NH

2
O
và khí bay ra hóa nâu trong kk
NO + O
2
> NO
2

2. Nhận biết ion SO
4
2-
:
- Thuốc thử đặc trưng dùng nhận biết ion SO
4
2-
là dd BaCl
2
trong môi trường axit dư
Ba
2+
+ SO
4
2-
> BaSO
4
Trang 21
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
- Tạo môi trường axit vì:Ba
2+
cũng tạo được kết tủa với nhiều ion: CO

- H
2
CO
3
rất yếu và kém bền bị phân hủy ngay trong kk H
2
CO
3
> CO
2
+ H
2
O. Ion CO
3
2-
chỉ
tồn tại trong dd kiềm và khí CO
2
ít tan trong nước
Bước 1: Để nhận biết ion CO
3
2-
ta dùng axit mạnh để chuyên CO
3
2-
thành CO
2
và H
2
O, do khí này

3
2-
thành H
2
CO
3
. Axit này kém bền bị phân hủy thành CO
2
và H
2
O
CO
3
2-
+ 2 H
+
> H
2
CO
3
H
2
CO
3
> CO
2
+ H
2
O
+ CO

+ 2H
2
O + Br
2
> 2HBr + H
2
SO
4
3. Nhận biết H
2
S
- Để nhận biết H
2
S ta đùng dd Cu
2+
, Pb
2+
để kết tủa H
2
S dưới dạng CuS, PbS màu đen
Cu
2+
+ S
2-
> CuS ( màu đen)
4. Nhận biết NH
3
:
- Để nhận biết NH
3