Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học

Trang

1

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 ñối nhỏ
⇒
Kim loại dễ nhường electron
⇒
Tính chất chung của kim loại là tính KHỬ

thể hiện tính khử:
Phương trình tổng quát: M – ne -> M
n+
ði từ ñầu ñến cuối "dãy ñiện hóa" của kim loại thì tính khử của kim loại giảm dần, còn tính
oxi hoá của ion kim loại tăng dần
Tính Oxi hoá: K
+
Na
+
Mg
2+
Al
3+
Zn
2+
Cr
2+
Fe
2+
Ni
2+
Sn
2+
Pb
2+
H
+
Cu
2+
Hg

t
Fe
3
O
4
b/ Phản ứng với halogen và các phi kim khác
− Với halogen: các kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng ngay ở t
o
thường. Các kim loại khác
phải ñun nóng.
+ Với phi kim mạnh thì kim loại có hoá trị cao:
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học

Trang

2

2Fe + 3Cl
2
→
0
t
2FeCl
3
+ Với phi kim yếu phải ñun nóng và kim loại có hoá trị thấp :
Fe + S
→
0

2
+ H
2
↑

2Al + 3H
2
SO
4
loãng > Al
2
(SO
4
)
3
+ 3H
2

* Với axit HNO
3
, H
2
SO
4
ñặc, ñun nóng
Trừ Au và Pt, còn hầu hết các kim loại tác dụng ñược với HNO
3
(ñặc hoặc loãng), H
2
SO

3 ñ, n

→
0
t
Cu(NO
3
)
2
+ 2NO
2
+ 2H
2
O
−
Với HNO
3
loãng: thường sinh ra khí NO ( không màu hoá nâu trong không khí )
Tuy nhiện tuỳ theo ñiều kiện ñề bài có thể là: N
2,
N
2
O, NO, NH
4
NO
3
.
Ví dụ:
8Na + 10HNO
3 ñ, n


→
0
t
3Cu(NO
3
)
2
+ NO + 4H
2
O
☼ Lưu ý: Kim loại phản ứng với HNO
3
không sinh khí H
2

−
Với axit H
2
SO
4
ñặc nóng.
Pt tổng quát: Kim loại + H
2
SO
4
ñ.n
→
→→
→

O
2Mg + 3H
2
SO
4 ñ, n

→
0
t
2MgSO
4
+ S+ 3H
2
O
Cu + 2H
2
SO
4 ñ, n

→
0
t
CuSO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O
☼ Lưu ý: Kim loại phản ứng với H

Ở nhiệt ñộ cao, một số kim loại phản ứng với hơi nước
Fe + H
2
O
 →
> C
0
570
FeO + H
2
↑

Fe + H
2
O
 →
< C
0
570
Fe
3
O
4
+ H
2
↑

e/ Phản ứng với dd muối:
ðiều kiện: Kim loại ñứng trước sẽ phản ứng với kim loại ñứng sau trong dãy ñiện hoá ( trừ kim
loại tan trong nước : KL kiềm, Ca )


Al
2
O
3
+ Fe
2Al + 3NiO
→
0
t
Al
2
O
3
+ 3Ni
III. Dãy ñiện hoá của kim loại
1. Cặp oxi hoá - khử của kim loại
- Kim loại dễ nhường electron thành ion kim loại, ngược lại ion kim loại có thể nhận electron ñể
trở thành kim loại. Do ñó giữa kim loại M và ion kim loại M
n+
tồn tại một cân bằng:
M
+n
+ ne M
0
- Dạng oxi hoá và dạng khử của cùng một nguyên tố tạo thành cặp oxi hoá - khử (oh/kh) của
nguyên tố ñó.
Ví dụ:Các cặp oxi hoá - khử : Fe
2+
/Fe, 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 ñiện hoá của kim loại
- Dự ñoán chiều phản ứng giữa 2 cặp oxh - kh:
Khi cho 2 cặp oxh - kh gặp nhau, dạng oxi hóa mạnh hơn sẽ tác dụng với dạng khử mạnh hơn tạo
thành dạng oxi hóa yếu hơn và dạng khử yếu hơn: Hay là quy tắc anpha
Ví dụ: Có 2 cặp oxh - kh : Zn
2+
/Zn và Fe
2+
/Fe phản ứng:
Zn + Fe
2+
> Zn
2+
+ Fe

2
SO
4
loãng có gì khác so với khi phản ứng với HNO
3
,
H
2
SO
4
ñặc, ñun nóng ?
5/ Nêu ñiều kiện ñể 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 ñiện hoá
7/ Dãy ñiện hoá cho ta biết ñiều gì? Lưu ý những bài tập dự ñoán 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 ðuyra là hợp kim của Al với Cu, Mn, Si
II. Tính chất: Hợp kim có những tính chất hoá học tương tự tính chất của các chất tạo thành
hợp kim, nhưng tính chất vật lý và tính chất cơ học lại khác nhiều.
VD: Hợp kim ðuyra Al-Cu-Mn-Si-Mg cứng nhẹ và bền
Hợp kim không rỉ: Fe-Cr-Mn
Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-W-Cr-Fe

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ


+ 4H
2
↑Cu + Cl
2

→
0
t
CuCl
2

- ðiều kiện ăn mòn hóa học:Kim loại phải tiếp xúc trực tiếp với các chất của môi trường
2. Ăn mòn ñiện hoá:
Ăn mòn ñiện hoá học là quá trình oxi hóa- khử, trong ñó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của
dung dịch chất ñiện li và tạo nên dòng ñiện chuyển dời từ cực âm ñến cực dương
Cơ chế ăn mòn ñiện hoá:
Những kim loại dùng trong ñời sống và kỹ thuật thường ít nhiều có lẫn tạp chất (kim loại khác
hoặc phi kim), khi tiếp xúc với môi trường ñiện 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 ñiện hoá.
Xét cơ chế ăn mòn của gang ñể ngoài không khí ẩm. Gang là Fe có lẫn C, trong không khí ẩm
có hoà tan H

2
+ H
2
O + 4e -> 4OH
-
Sau ñó 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

1. Phương pháp bảo vệ bề mặt:
+ Cách li kim loại với môi trường: Dùng những chất bền với môi trường phủ lên bề mặt kim loại:
−
Các loại sơn chống gỉ, vecni, dầu mỡ, tráng men, phủ hợp chất polime.
−
Mạ một số kim loại bền như crom, niken, ñồng, kẽm, thiếc lên bề mặt kim loại cần bảo vệ.
+ Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox): Chế tạo những hợp kim không gỉ trong môi trường
không khí, môi trường hoá chất.
+ Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm): Chất chống ăn mòn làm bề mặt kim loại trở nên thụ
ñộng (trơ) ñối với môi trường ăn mòn.
2.Phương pháp ñiện hóa: Nối kim loại cần bảo vệ với 1 tấm kim loại khác có tính khử mạnh
hơn.
Ví dụ
: ðể bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép, người ta gắn vào vỏ tàu (phần chìm trong nước biển) 1
tấm kẽm. Khi tàu hoạt ñộng, tấm kẽm bị ăn mòn dần, vỏ tàu ñược 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 ñiểm giống và khác nhau của các loại ăn mòn này?
3/ Nêu ñiều kiện của ăn mòn ñiện hoá và ăn mòn hoá học
4/ Giải thích cơ chế bảo vệ kim loại bằng phương pháp ñiện hoá Bài 21: ðIỀU CHẾ KIM LOẠI

I. Nguyên tắc chung: Khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại.
M
n+
+ ne -> M
II. Các phương pháp ñiều chế

ðiều chế ñồng kim loại:
Zn + Cu
2+
-> Zn
2+
+ Cu

−
ðiều chế bạc kim loại:
Fe + Ag
+
-> Fe
2+
+ Ag

3. Phương pháp ñiện phân: Dùng dòng ñiện ñể khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại

a. ðiện phân nóng chảy (ñiều chế kim loại mạnh từ Na ñến Al): ðiện phân hợp chất nóng
chảy (muối, kiềm, oxit).
VD: ðiện phân nóng chảy Al
2
O
3

Cực ( -) catot: Al
3+
+ 3e - Al
Cực (+) anot : 2O
2-
 O

2
O > 4 H
+
+ O
2
+ 4e
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học

Trang

6

Cực ( - ) Na< Al
3+
< H
2
O < Zn
2+
, Fe
2+
…<… < Au
3+

Nếu H
2
O bị ñiện phân: 2H
2
O + 2 e > 2OH

2
O > Cu + O
2
+ H
2
SO
4Bằng phương pháp ñiện phân có thể ñiều chế ñược kim loại có ñộ tinh khiết cao.

CÂU HỎI:
1/ Nguyên tắc chung ñể ñiều chế kim loại là gì?
2/ Kim loại mạnh ñược ñiều chế bằng phương pháp nào? Xét cơ chế ñiện phân nóng chảy CaCl
2

3/ Nêu khái niệm của các phương pháp ñiều chế kim loại
4/ Cho biết thứ tự xảy ra quá trình oxi hoá cực (+) và quá trình khử ở cực (- ) khi ñiện phân dd
5/ Viết cơ chế và pt ñiện phân dd AgNO
3Bài 25
:
KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT QUAN TRONG CỦA
KIM LOẠI KIỀM

A. KIM LOẠI KIỀM
I. Vị trí trong bảng TH và cấu hình electron:
- Kim loại kiềm thuộc nhóm IA của bảng tuần hoàn, gồm các nguyên tố: Liti (Li), Natri (Na), Kali

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

nhiệt ñộ 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
:
KL Kiềm khử mạnh H
+
của axit HCl và H
2
SO
4
loãng thành khí H
2

VD: Na + HCl  NaCl + H
2

-KLK có nhiều ứng dụng trong ñời sống và kĩ thuất
+ Dùng chế tạo hợp kim có nhiệt ñộ nóng chảy thấp. VD hợp kim K-Na có t
nc
70
o
C dùng làm chất
trao ñổi 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 ñiện
2/ Trạng thái TN
:
Do có tính khử mạnh nên KLK tồn tại trong TN dưới dạng hợp chất
3/ ðiều chế
:
KL kiềm ñược ñiều chế bằng pp ñiện phân nóng chảy: M  M
n+
+ ne

B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KLK:
I. NATRI HIðROXIT: NaOH
1. Tính chất:
a/ Tính chất vật lí:
Natri hiñroxit (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:

+ OH
-
 H
2
O
*Pt phân tử CuSO
4
+ 2NaOH  Cu(OH)
2
+ Na
2
SO
4
Pt ion thu gọn Cu
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 HIðROCACBONAT
: NaHCO
3

1. Tính chất
:
- NaHCO

O
NaHO
3
+ HCl > NaCl + CO
2
+ H
2
O
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 ñộ thường Na
2
CO
3
tồn tại dạng muối
ngậm nước Na
2
CO

+ O
2

1. Ứng dụng:
KNO
3
dùng làm phân bón, và dùng chế tạo thuốc nổ
Phản ứng cháy của thuốc súng:
2KNO
3
+ 3C + S  N
2
+ 3CO
3
+ K
2
S
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học

Trang

8

CÂU HỎI:
1/ Tại sao kim loại kiềm lại mềm và có t
nc
, t
s


Mg : [Ne] 3s
2
; Ca : [Ar] 4s
2
;

Sr : [Kr] 5s
2
; Ba : [Xe] 6s
2

II. Tính chất vật lí
- Các kim loại kiềm thổ có màu trắng bạc, có thể dát mỏng.
-

t
nc
, t
s
của kim loại kiềm nhưng vẫn tương ñối thấp.
- Khối lượng riêng tương ñối nhỏ, nhẹ hơn nhôm (trừ bari).
- ðộ cứng hơi cao hơn các kim loại kiềm nhưng vẫn tương ñối mềm
- Lưu ý : Nhiệt ñộ nóng chảy, nhiệt ñộ sôi và khối lượng riêng của các kim loại kiềm thổ không
theo một quy luật nhất ñịnh như các kim loại kiềm. ðó 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 ñến bari
M

2
SO
4
loãng, HCl thành khí H
2
.
0
Mg
+ 2
+1
HCl
→

+2
2
MgCl
+
0
2
H
↑

b) Với dung dịch axit H
2
SO
4
ñặc ,HNO
3

Kim loại kiềm thổ có thể khử


Trang

9

+6
0 +2 2
2 4 2 2
4 ®Æc
4 Mg + 5 H SO 4 Mg SO + H S + 4H O
−
→

3. Tác dụng với nước
Ở nhiệt ñộ thường, Be không khử ñược nước, Mg khử chậm. Các kim loại còn lại khử mạnh nước
giải phóng khí hiñro.
→ ↑
2 2 2
Ca + 2H O Ca(OH) + H

4. ðiều chế: Dùng phương pháp ñiện phân nóng chảy muối Halogenua
MX
2
M + X
2B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI
1. Canxi hiñroxit: Ca(OH)
2

là một bazơ mạnh, lại rẻ tiền nên ñược 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 ñộ
khoảng 1000
0
C.
CaCO
3
CaO + CO
2

Phản ứng trên xảy ra trong quá trình nung vôi.
• Trong tự nhiên, canxi cacbonat tồn tại ở dạng ñá vôi, ñá hoa, ñá phấn và là thành phần chính của
vỏ và mai các loài sò, hến, mực,
• Ở nhiệt ñộ thường, CaCO
3
tan dần trong nước có hoà tan khí CO
2
tạo ra canxi hiñrocacbonat
(Ca(HCO
3

t
CaCO
3
+ CO
2
+ H
2
O
Các phản ứng trên giải thích sự tạo thành thạch nhũ (CaCO
3
) trong các hang ñá vôi, cặn trong
ấm nước,
• ðá vôi dùng làm vật liệu xây dựng, sản xuất vôi, xi măng, thuỷ tinh, ðá hoa dùng làm các công
trình mĩ thuật (tạc tượng, trang trí, ). ðá phấn dễ nghiền thành bột mịn làm phụ gia của thuốc
ñánh răng,
3. Canxi sunfat: CaSO
4

• Trong tự nhiên, canxi sunfat (CaSO
4
) tồn tại dưới dạng muối ngậm nước CaSO
4
.2H
2
O gọi là thạch
cao sống.
• Khi ñun nóng ñến 160
0
C, thạch cao sống mất một phần nước biến thành thạch cao nung.
CaSO

Nước chứa nhiều ion Ca
2+
hoặc Mg
2+
ñược gọi là nước cứng.
Nước chứa ít ion Ca
2+
và Mg
2+
ñược 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 ñun sôi nước, các muối Ca(HCO
3
)
2
và Mg(HCO
3
)
2
bị phân huỷ tạo ra kết

gồm cả tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu.
2. Tác hại :
3. Cách làm mềm nước cứng
Nguyên tắc làm mềm nước cứng là làm giảm nồng ñộ các ion Ca
2+
, Mg
2+
trong nước cứng.
a. Phương pháp kết tủa
- ðun sôi nước cứng tạm thời, xảy ra phản ứng phân huỷ Ca(HCO
3
)
2
và Mg(HCO
3
)
2
tạo ra muối
cacbonat không tan. Loại bỏ kếy tủa ta ñược nước mềm
- Dùng Ca(OH)
2
với một lượng vừa ñủ ñể trung hoà muối Ca(HCO
3
)
2
hoặc Mg(HCO
3
)
2
, tạo ra kết

2

- Dùng Na
2
CO
3
(hoặc Na
3
PO
4
) ñể làm mất tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu.
Thí dụ:
Ca(HCO
3
)
2
+ Na
2
CO
3

→
CaCO
3
↓
+ 2NaHCO
3

CaSO
4

2+
trong dung dịch
Bước 1: Dùng dd chứa ion CO
3
2-
, PO
4
3-
ñể tạo kết tủa với Ca
2+
hoặc Mg
2+

Bước 2: Dẫn khí CO
2
vào thì kết tủa tan

2+ 2-
3 3
Ca + CO CaCO ¯
→ ↓→
1 44 2 4 43
2+ -
3
3 2 2 3 2
Ca +2HCO
CaCO +CO + H O Ca(HCO )

ñặc
4/ So sánh khả năng phản ứng với H
2
O của KL kiềm thổ với KL kiềm
5/ Giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang ñộng của núi ñá vôi
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học

Trang

11

6/ Nước cứng là gì,? Nước cứng ñược chia làm mấy loại. Nêu ñặc ñiểm của mỗi loại
7/ Nêu cách làm mềm nước cứng tạm thời, cứng vĩnh cữu và cứng taòn phần

Bài 27 : NHÔM VÀ HỢP CHẤT CỦA NHÔM
A. NHÔM
I/ Vị trí và cấu hình:
- Nhôm thuộc ô thứ 13, chu kì 3, nhóm IIIA
- Cấu hình: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
1

2/ Tác dụng với axit
:
a/ Axit HCl và H
2
SO
4
loãng > H
2
Al khử dễ dàng ion H
+
trong dd HCl và H
2
SO
4
loãng thành H
2

- Al + HCl > AlCl
3

- 2Al + 3H
2
SO
4
loãng > Al
2
(SO
4
)
3

2
SO
4
ñặc nóng > Al
2
(SO
4
)
3
+ 3SO
2
+ 6H
2
O
3/ Tác dụng với oxit kim loại
( phản ứng nhiệt nhôm)
Nhôm khử ñược các ion của kim loại yếu hơn trong oxit thành kim loại tự do ở nhiệt ñộ cao
Fe
2
O
3
+ 2Al > Al
2
O
3
+ 2Fe
4/ Tác dụng với H
2
O:
Nhôm chỉ phản ứng với nước khi lớp oxit Al

2
O trước sau ñó Al(OH)
3

mới tác dụng với Kiềm
⇒
Nhôm không có tính lưỡng tính
Al +NaOH + H
2
O > NaAlO
2
+ 3/2H
2
II/ Sản xuất:
1/ Nguyên tắc:
- Nhôm là kim loại mạnh nên sản xuất bằng phương pháp ñiện phân nóng chảy Al
2
O
3

- Khi ñiện phân người ta cho thêm Criolit ( 3NaF.AlF
3
hay Na
3
AlF
6
) vào nhàm mục ñích:
o Hạ nhiệt ñộ nóng chảy của Al
2
O

+ 3 O
2-

Cực ( + ): 2O
2-

> O
2
+ 2.2e
Cực ( - ) : Al
3+
+ 3e > AlPtñp: 2Al
2
O
3
> 4Al + 3O
2

B. HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM:
I. Nhôm oxit
: là chất lưỡng tính
1. Tác dụng với dd NaOH: Al
2
O
3
+ 2NaOH > 2NaAlO
2

> 2Al
3+
+ 3H
2
O
II. Nhôm hiñroxit
: 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
O
2. Tác dụng với dd HCl: Al(OH)
3
+6HCl > AlCl
3
+ 3H
2

Al(OH)
3
là chất lượng tính nên dễ tan trong dd kiềm dư do ñó muốn ñiều 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
2
SO
4
.Al

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
:
1/ Tính chất hoá học chung của Al là gì? Viét pt chứng minh tính chất này?
2/ Tại sao nhôm không tan trong nước.? Nếu ngâm nhôm trong dd kiềm thì nhôm tan? Giải thích
3/ Nhôm tác dụng ñược với axit à tan ñược trong dd kiềm, ta kết luận Nhôm có tính lưỡng tính ñược

O (2)
Dạng toán 1: Biết
+3
Al
n
và
−
OH
n
. Xác ñinh lượng Al(OH)
3

Nguyên tắc: lập tỉ lệ
+
−
=
3
Al
OH
n
n
T

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học

Trang

13

n
. Xác ñịnh lượng OH
-

Nguyên tắc: So sánh
+3
Al
n
với
3
)(OHAl
n

Nếu Phản ứng xảy ra Kết quả
+3
Al
n
=
3
)(OHAl
n

(1)
−
OH
n
= 3
3
)(OHAl
n

+
−
OH
n
(pư 2) Bài 31 : SẮT
I/ Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu hình electron nguyên tử
:
- Sắt ở ô thứ 26, thuộc nhóm VII B, chu kì 4
- Cấu hình electron: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
6
4s
2
hay viết gọn [Ar]3d
6
4s
2


2
3p
6
3d
5

II. Tính chất vật lí:
Sắt là kim loại có màu trắng hơi xám, có khối lượng riêng lớn 7.9 g/cm
3
, nóng chảy ở 1540
o
. Sắt
dẫn ñiện dẫn nhiệt tương ñối tốt, và khác với các kim loại khác
sắt có tính nhiễm từ

III. Tính chất hóa học
:
Sắt có tính khử trung bình
+Khi tác dụng với chất oxi hóa yếu bị oxi ñến số oxi hóa +2
Fe > Fe
2+
+ 2e
+Còn khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh bị oxi hóa ñến số oxi hóa +3
Fe > Fe
3+
+3e
1/ Tác dụng với phi kim
:Ở nhiệt ñộ cao, sắt khử nguyên tử phi kim thành ion âm và bị oxi hóa ñến
số oxi hóa +2 hoặc +3
a/ Tác dụng với S: là chất oxi hóa yếu nên Fe khử S xuống số oxi hóa -2 còn bị oxi hóa ñến số

Fe khử ion H
+
trong dd axit thành khí H
2
, còn Fe bị oxi hóa ñến số oxi hóa +2
Ví dụ: Fe + 2 HCl > FeCl
2
+ H
2
Fe + H
2
SO
4
loang > FeSO
4
+ H
2

Pt ion: Fe + 2 H
+
> Fe
2+
+ H
2

b/ Tác dụng với H
2
SO
4
ñặc, HNO


ññ
> Fe
2
(SO
4
)
3
+ 3 SO
2
+ 6 H
2
O
*
Lưu ý
: Fe bị thụ ñộng hóa bới các axit HNO
3
, H
2
SO
4
ñặc nguội
3/ Tác dụng với dd muối: Fe có thể khử ñược các ion kim loại ñứng sau trong dãy hoạt ñộng hóa
học
Fe + CuSO
4
> FeSO
4
+ Cu
4/ Tác dụng với nước

-Sắt chiếm khoảng 5% khối lượng vỏ trái ñất
- Sắt tồn tại chủ yếu dạng hợp chất. Các quặng sắt quan trọng là: manhetic ( Fe
3
O
4
), hematic ñỏ (
Fe
2
O
3
), quặng hematic nâu (Fe
2
O
3
.nH
2
O), quặng xideric FeCO
3
, quặng pirit (FeS
2
).
- Sắt có trong hemoglobin của máu
- Trong các mẫu thiên thạch có Fe tự do
CÂU HỎI:
1/ Viết cấu hình e của Fe, Fe
2+
Fe
3+
. Từ cấu hình tìm vị trí của Sắt trong bảng tuần hoàn
2/ Khi nào Fe thể hiện số oxi hoá +2. Viết pthh

Ví dụ : Cho FeO vào dung dịch HNO
3
loãng, H
2
SO
4
ñặc
3FeO + 10 HNO
3
> 3 Fe(NO
3
)
3
+ NO + 5H
2
O
2FeO + 4 H
2
SO
4
ñặc > Fe
2
(SO
4
)
3
+ SO
2
+ 4H
2

-
> Fe(OH)
2

- Nếu ñể 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

- ðiều chế Fe(OH)
2
: dùng phản ứng trao ñổi ion giữa dung dịch muối sắt (II) với dung dịch bazơ.
Ví dụ: FeCl
2
+ 2 NaOH > Fe(OH)
2
+ 2 NaCl
Fe


H
2
FeO + H
2
SO
4
> FeSO
4
+ H
2
O
Lưu ý: Dung dịch muối sắt II khi ñiều chế xong phải dùng ngay vài ñể 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.

2
O
3
dễ bị khử bởi các chất khử ở t
o
cao: CO, C, H
2
thành sắt
Fe
2
O
3
+ 3H
2
> 2Fe + 3H
2
O
- ðiều chế sắt III oxit bằng phản ứng phân hủy Fe(OH)
3
ở nhiệt ñộ cao
2Fe(OH)
3
> Fe
2
O
3
+ 3H
2
O
Trong tự nhiên sắt III oxit tồn tại dạng quặng hematic

2FeCl
3
+ Fe

3FeCl
2
2FeCl
3
+ Cu

2FeCl
2
+ CuCl
2

CÂU HỎI
:
1/ Cho biết tính chất chung của hợp chất Fe ( II )
2/ Nêu tính chất hoá học của FeO. Viết pthh
3/ Tại sao Fe(OH)
2
không thể ñể lâu trong không khí. Viết pthh
4/ Fe(OH)
2
ñược ñiều chế bằng cách nào? Viết pt
5/ Muối Fe ( II ) thường có màu gì? ñược ñiều 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
), than cốc và chất chảy( CaCO
3
, SiO
2
)
c/ Các phản ứng xảy ra trong lò cao
:
Phản ứng tạo thành chất khử
: xảy ra ở phần nồi lò ở 1400
o
C > 1800
o
C
-
Không khí nóng ñược nén vào phần trên cảu nồi lò ñể ñốt cháy C thành CO
2

C + O
2


CO
2
0
>
∆
H
-
Khí CO

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


: Thép là hợp kim của sắt có chứa 0.01

2% khối lượng C cùng với một soosnguyeen
tos khác Si, Mn, Cr, Ni…
2/ Phân loại
: dựa vào thành phần chia làm 2 loại
a/ Thép thường ( hay thép Cacbon)
-
Thép mềm: Chứa không quá 0.1 % C. Dùng gia công kéo sợi, vật liệu ñời sống và xây dựng
-
Thép cứng: Chứa trên 0.9% C. Dùng chế tạo các dụng cụ, chi tiết máy….
b/ Thép ñặc biệt: Người ta ñưa thêm vào thếp một số kim loại làm cho kim loại có những tính chất
ñặc biệt
+ Thép 13% Mn rất cứng dùng làm máy nghiềm ñá
+ Thép chứa 20% Cr, 10% Ni rất cứng và không rỉ, dùng làm dụng cụ gia ñình 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 ñiểm: Luyện nhanh
- Nhược ñiểm: Không luyên ñược thép chứa nhiều P và có thành phần như ý muối
Phương pháp Mac – tanh
: dùng không khí nóng hoặc nhiên liệu khí oxi hóa các tạp chất trong
thời gian dày
- Ưu ñiểm: Luyện ñược thép có thành phần mong muốn
- Nhược ñiểm: Mất nhiều thời gian và năng lượng

2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
4
4s
2
. ðể ñạt cấu hình electron bền hơn nên 1e của phân lớp 4s sẽ
chuyển và 3p, nên ta có cấu hình e của Crom là: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
1
II / Tính chất vật lí
:

S
3

2/ Tác dụng với nước
:
Crom không tác dụng với nước dù ở nhiệt ñộ cao, do có màng oxit Cr
2
O
3
bảo vệ, nên Crom ñược
dùng ñể mạ lên những dụng cụ bằng thép
3/ Tác dụng với axit:
a/ Axit HCl và H
2
SO
4

- Do có màng oxit bảo vệ nên Crom không pahnr ứng với HCl, H
2
SO
4
loãng ở ñiều kiện thường,
nhưng khin ñun nóng lớp oxit bị phá vỡ Crom sẽ phản ứng giải phóng H
2

Cr + 3HCl > CrCl2 + H
2
Cr + H
2
SO

Cr
+ 4
5
3
+
NOH



33
3
)(NOCr
+
+
ON
2+
+ 2H
2
O
Lưu ý
: Cr bị thụ ñộng hóa trong HNO
3
ñặc nguội và H
2
SO
4
ñặc nguội
IV. Hợp chất của Crom
1/ Hợp chất crom ( III )
Hợp chất Crôm III có số oxi hoá trung gian nên vừa có tính khử vừa có tính oxi hoá

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

http://ebook.here.vn
Thư viện Tài liệu học

Trang

18

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
2
2
ClCr
+
+ ZnCl
2
2
3+
Cr
+ Zn > 2
2+

là chất rắn màu lục xám, không tan trong nước
- Cr(OH)
3
là một hiñroxit 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)
a/ Crom ( VI) oxit
: CrO
3

- CrO
3
là rắn, màu ñỏ thẩm
- CrO
3

- 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 ñicromat: Na
2
Cr
2
O
7
, K
2
Cr
2
O
7
là muối của axit ñicromat, ion Cr
2
O

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
2
O CrO
4

I. Vị trí và cấu hình của ðồng
:
- ðồng ( Cu ) thuộc ô thứ 29, chu ki 4, nhóm IB
- ðồng có cấu hình e bất thường: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
1
Nguyên tử ñồng có cấu hình e ñặc biệt, do 1e ở phân lớp 4s chuyển vào phân lớp 3d ñể ñặc cấu hình
bền hơn. Nên ñồng có 2 số oxi hóa +1, +2
II .Tính chất hóa học
:
ðồng kim loại có màu ñỏ, khôi lượng riêng lớn, nóng chảy 1083
o
C. ðồng tinh khiết tương ñối mèm
và dẻo. ðồng dẫn ñiện, dẫn nhiệt tốt chỉ kém Ag
III. Tính chất hóa học
:
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

http://ebook.here.vn

và H
2
SO
4
ñặc nóng thì Cu khử
5+
N
và
6+
S
xuống số oxi hoá thấp hơn

0
Cu
+ 2
4
6
2
OSH
+
( ñặc) >
4
2
SOCu
+
+
2
4
OS
+

ONH
+
( loãng) > 3
23
2
)(
NOCu
+
+ 2
ON
2+
+ 4H
2
O
IV. Hợp chất của ñồng
:
1.
ðồng ( II ) oxit: CuO

- ðồng ( II ) oxit là chất rắn màu ñen, 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


CuCl
2
+ H
2
O
- Cu(OH)
2
dễ bị phân hủy bởi nhiệt
Cu(OH)
2

t
CuO + H
2
O
3/ Muối ñồng ( II )
:
- Dung dịch muối ñồng có màu xanh
- Thường gặp là muối CuCl
2
, CuSO
4
, Cu(NO
3
)
2

- CuSO
4

- Niken là kim loại có màu trắng bạc, rất cứng, khối lượng riêng lớn, t
o
nc
cao
- Niken là kim loại có tính khử yếu hơn sắt. Nên ở ñiều kiện thường bền với không khí và nước. Ở
nhiệt ñộ cao tác dụng ñược với nhiều ñơn chất và hợp chất
Ni + O
2
> 2NiO
Ni + Cl
2
> NiCl
2

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

http://ebook.here.vn
Thư viện Tài liệu học

Trang

20

- Niken ứng dụng ñể chế tạo hợp kim có ñộ bền cơ học và hóa học cao, mạ lên bề mặt sắt ñể chống
gỉ
II. Kẽm
:
Zn

1. Vị trí trong bảng tuần hoàn:

2
, S
2 Pb + O
2
> 2 PbO
Pb + S > PbS
- Chì và hợp chất của chì rất ñộc
- Chì ñược 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 ñiều kiện thường thiếc là kim loại màu trắng bạc, có khối lượng riêng lớn, mèm dẻo
- Thiếc phản ứng chậm nhiều ñơn chất và hợn chất
Sn + 2 HCl > SnCl
2
+ H
2

Sn + O
2
> SnO
2



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 ñược nhận biết bằng mùi ( mùi khai) hoặc bằng giấy quỳ ẩm ( quỳ ẩm hóa xanh)
3. Nhận biết cation Ba
2+
:
- ðể nhận biết ion Ba
2+
hoặc ñể tách ra khỏi dd ta dùng dd của ion SO

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+
:
- ðể nhận biết ion Fe
3+
ta dùng ion OH
-
( dd kiềm, dd NH
3
), tạo thành kết tủa Fe(OH)
3
màu nâu ñỏ
Fe

(ñỏ nâu)

6. Nhận biết cation Cu
2+
:
- ðể nhận biết ion Cu
2+
ta dùng dd NH
3
, lúc ñầu tạo thành kết tủa Cu(OH)
2
mà xanh, sau ño 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
3
)
4
](OH)
2

2
> NO
2

2. Nhận biết ion SO
4
2-
:
- Thuốc thử ñặc trưng dùng nhận biết ion SO
4
2-
là dd BaCl
2
trong môi trường axit dư
Ba
2+
+ SO
4
2-
> BaSO
4
- Tạo môi trường axit vì:Ba
2+
cũng tạo ñược kết tủa với nhiều ion: CO
3
2-
, PO
4
3-
, SO

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: ðể nhận biết ion CO
3
2-
ta dùng axit mạnh ñể chuyên CO
3
2-
thành CO
2
và H
2
O, do khí này ít
tan nên gây hiện tượng sủi bọt
Bước 2: dẫn vào dd Ca(OH)
2
tạo kết tủa trắng
CO

- Khí CO
2
không màu, không mùi, nặng hơn không khí, rất ít tan trong nước, khi tạo thành từ dd
gây sủi bọt mạnh
- Cách nhận biêt:
+ Axit hóa CO
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

2. Nhận biết SO
2
:
Thuốc thử ñặc trưng ñể nhận biết SO
2
là dd nước Br
2
màu nâu ñỏ
SO
2
+ 2H
2
O + Br
2
> 2HBr + H
2
SO
4

3. Nhận biết H
2
S
- ðể nhận biết H
2
S ta ñùng dd Cu
2+
, Pb
2+
ñể kết tủa H
2