Bài giảng Bài 18: Tính chất của kim loại – dãy ðiện hóa của kim loại

khử mạnh: M ---> M+ + e 
1./ Tác dụng với phi kim: 
Thí dụ: 4Na + O2 ---> 2Na2O 2Na + Cl2 ---> 2NaCl 
2./ Tác dụng với axit (HCl , H2SO4 loãng): tạo muối và H2 
Thí dụ: 2Na + 2HCl ---> 2NaCl + H2↑ 
3./ Tác dụng với nước: tạo dung dịch kiềm và H2 
Thí dụ: 2Na + 2H2O ---> 2NaOH + H2↑ 
III./ ðiều chế: 
1./ Nguyên tắc: khử ion kim loại kiềm thành nguyên tử. 
2./ Phương pháp: ñiện phân nóng chảy muối halogen hoặc hidroxit của chúng. 
Thí dụ: ñiều chế Na bằng cách ñiện phân nóng chảy NaCl và NaOH 
PTðP: 2NaCl →ñpnc 2Na + Cl2 4NaOH →
ñpnc 4Na + 2H2O + O2 
B./ Một số hợp chất quan trọng của kim loại kiềm: 
I./ Natri hidroxit – NaOH 
+ Tác dụng với axit: tạo và nước NaOH + HCl ---> NaCl + H2O 
+ Tác dụng với oxit axit: 
 CO2 +2 NaOH ---> Na2CO3 + H2O (1) 
 CO2 + NaOH ---> NaHCO3 (2) 
 Lập tỉ lệ : 
2CO
NaOH
n
n
f = 
 * :1≤f NaHCO3 * :21 〈〈 f NaHCO3 & Na2CO3 * :2 f≤ Na2CO3 
 * NaOH (dư) + CO2 
 Na2CO3 + H2O 
 * NaOH + CO2 (dư) 
 NaHCO3 
Thí dụ: 2NaOH + CO2 ---> Na2CO3 + H2O 
+ Tác dụng với dung dịch muối: 
Thí dụ: 2NaOH + CuSO4 ---> Na2SO4 + Cu(OH)2↓ 
II./ Natri hidrocacbonat – NaHCO3 
1./ phản ứng phân hủy: 2NaHCO3 →
ot Na2CO3 + CO2 + H2O 
2./ Tính lưỡng tính: 
+ Tác dụng với axit: NaHCO3 + HCl ---> NaCl + CO2 + H2O 
+ Tác dụng với dung dịch bazơ: NaHCO3 + NaOH ---> Na2CO3 + H2O 
III./ Natri cacbonat – Na2CO3 
+ Tác dụng với dung dịch axit mạnh: Na2CO3 + 2HCl ---> 2NaCl + CO2 + H2O 
Muối cacbonat của kim loại kiềm trong nước cho môi trường kiềm 
IV./ Kali nitrat: KNO3 
Tính chất: có phản ứng nhiệt phân 2KNO3 ---> 2KNO2 + O2 
Bài 26: KLK THỔ VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ 
 - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 4 
A./ Kim loại kiềm thổ 
I./ Vị trí – cấu hình electron: 
Thuộc nhóm IIA gồm các nguyên tố sau: beri (Be) , magie (Mg) , canxi (Ca) , stronti (Sr) , bari (Ba). 
Cấu hình electron: ðều có 2e ở lớp ngoài cùng 
Be (Z=4) 1s22s2 hay [He]2s2 
Mg (Z=12) 1s22s22p63s2 hay [Ne]3s2 
Ca (Z= 20) 1s22s22p63s23p64s2 hay [Ar]4s2 
II./ Tính chất hóa học: 
Có tính khử mạnh (nhưng yếu hơn kim loại kiềm) M ---> M2+ + 2e 
1./ Tác dụng với phi kim: Ca + Cl2 ---> CaCl2 2Mg + O2 ---> 2MgO 
2./ Tác dụng với dung dịch axit: 
a./ Với axit HCl , H2SO4 loãng→ muối và giải phóng H2 Mg + 2HCl ---> MgCl2 + H2 
b./ Với axit HNO3 , H2SO4 ñặc→ muối + sản phẩm khử + H2O 
Thí dụ: 4Mg + 10HNO3 ( loãng) ---> 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 
 4Mg + 5H2SO4 (ñặc) ---> 4MgSO4 + H2S + 4H2O 
3./ Tác dụng với nước: Ca , Sr , Ba + H2O → bazơ và H2. 
Thí dụ: Ca + 2H2O ---> Ca(OH)2 + H2 
B./ Một số hợp chất quan trọng của canxi: 
I./ Canxi hidroxit – Ca(OH)2: 
+ Tác dụng với axit: Ca(OH)2 + 2HCl ---> CaCl2 + 2H2O 
+ Tác dụng với oxit axit: Ca(OH)2 + CO2 ---> CaCO3↓ + H2O (nhận biết khí CO2) 
+ Tác dụng với dung dịch muối: Ca(OH)2 + Na2CO3 ---> CaCO3 ↓ + 2NaOH 
II./ Canxi cacbonat – CaCO3: 
+ Phản ứng phân hủy: CaCO3 →
o
t CaO + CO2 
+ Phản ứng với axit mạnh: CaCO3 + 2HCl ---> CaCl2 + CO2 + H2O 
+ Phản ứng với nước có CO2: CaCO3 + H2O + CO2 ---> Ca(HCO3)2 
III./ Canxi sunfat: 
Thạch cao sống: CaSO4.2H2O CaSO4.2H2O →
o
t CaSO4.H2O 
Thạch cao nung: CaSO4.H2O 
Thạch cao khan: CaSO4 
C./ Nước cứng: 
1./ Khái niệm: nước có chứa nhiều ion Ca2+ và Mg2+ ñược gọi là nước cứng. 
Phân loại: 
a./ Tính cứng tạm thời: gây nên bởi các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 
b./ Tính cứng vĩnh cửu: gây nên bởi các muối CaSO4 , MgSO4 , CaCl2 , MgCl2 
c./ Tính cứng toàn phần: gồm cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu. 
2./ Cách làm mềm nước cứng: 
Nguyên tắc: là làm giảm nồng ñộ các ion Ca2+ , Mg2+ trong nước cứng. 
a./ phương pháp kết tủa: 
* ðối với nước có tính cứng tạm thời: 
+ ðun sôi , lọc bỏ kết tủa. Ca(HCO3)2 →
o
t
 CaCO3 ↓ + CO2 ↑ + H2O 
+ Dùng Ca(OH)2 , lọc bỏ kết tủa: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 ---> 2CaCO3↓ + 2H2O 
+ Dùng Na2CO3 ( hoặc Na3PO4): Ca(HCO3)2 + Na2CO3 ---> CaCO3 ↓ + 2NaHCO3 
* ðối với nước có tính cứng vĩnh cửu và toàn phần: dùng Na2CO3 (hoặc Na3PO4) 
Thí dụ: CaSO4 + Na2CO3 ---> CaCO3↓ + Na2SO4 
b./ Phương pháp trao ñổi ion: 
3./ Nhận biết ion Ca2+ , Mg2+ trong dung dịch: Thuốc thử: dung dịch chứa CO3
2- (như Na2CO3 ) 
Bài 27: NHÔM VÀ HỢP CHẤT CỦA NHÔM 
A./ Nhôm: 
I./ Vị trí – cấu hình electron: 
 - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 5 
Nhóm IIIA , chu kì 3 , ô thứ 13. 
Cấu hình electron: Al (Z=13): 1s22s22p63s23p1 hay [Ne]3s23p1 Al3+: 1s22s22p6 
II./ Tính chất hóa học: 
Có tính khử mạnh (yếu hơn kim loại kiềm, kiềm thổ) Al --> Al3+ + 3e 
1./ Tác dụng với phi kim : 2Al + 3Cl2 ---> 2AlCl3 4Al + 3O2 ---> 2Al2O3 
2./ Tác dụng với axit: 
a./ Với axit HCl , H2SO4 loãng: 2Al + 6HCl ---> 2AlCl3 + 3H2 
b./ Với axit HNO3 , H2SO4 ñặc, nóng: 
Thí dụ: Al + 4HNO3 (loãng) ---> Al(NO3)3 + NO + 2H2O 
 2Al + 6H2SO4 (ñặc) →
ot Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 
Chú ý: Al không tác dụng với HNO3 ñặc nguội và H2SO4 ñặc nguội 
3./ Tác dụng với oxit kim loại ( PƯ nhiệt nhôm) 
Thí dụ: 2Al + Fe2O3 →
o
t Al2O3 + 2Fe 
4./ Tác dụng với nước: không tác dụng với nước dù ở nhiệt ñộ cao vì trên bề mặt của Al phủ kin một lớp 
Al2O3 rất mỏng, bền và mịn không cho nước và khí thấm qua. 
5./ Tác dụng với dung dịch kiềm: 2Al + 2NaOH + 2H2O ---> 2NaAlO2 + 3H2 ↑ 
IV./ Sản xuất nhôm: 
1./ nguyên liệu: quặng boxit (Al2O3.2H2O) 
2./ Phương pháp: ñiện phân nhôm oxit nóng chảy 
Thí dụ: 2Al2O3 →
ñpnc 4Al + 3O2 
B./ Một số hợp chất của nhôm 
I./ Nhôm oxit – A2O3: là oxit lưỡng tính 
Tác dụng với axit: Al2O3 + 6HCl ---> 2AlCl3 + 3H2O 
Tác dụng với dung dịch kiềm: Al2O3 + 2NaOH ---> 2NaAlO2 + H2O 
II./ Nhôm hidroxit – Al(OH)3: Al(OH)3 là hidroxit lưỡng tính. 
Tác dụng với axit: Al(OH)3 + 3HCl ---> AlCl3 + 3H2O 
Tác dụng với dung dịch kiềm: Al(OH)3 + NaOH ---> NaAlO2 + 2H2O 
ðiều chế Al(OH)3: 
AlCl3 + 3NH3 + 3H2O ---> Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl 
 Hay: AlCl3 + 3NaOH ---> Al(OH)3 + 3NaCl 
III./ Nhôm sunfat: phèn chua : K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay KAl(SO4)2.12H2O 
IV./ Cách nhận biết ion Al3+ trong dung dịch: 
+ Thuốc thử: dung dịch NaOH dư 
+ Hiện tượng: kết tủa keo trắng xuất hiện sau ñó tan trong NaOH dư. 
Bài 31: SẮT (Fe=56) 
I./ Vị trí – cấu hình electron: 
Sắt ở ô thứ 26, nhóm VIIIB, chu kì 4 
Cấu hình electron: Fe (Z=26): 1s22s22p63s23p63d64s2 hay [Ar]3d64s2 
 Fe2+: [Ar]3d6 Fe3+: [Ar]3d5 
II./Tính chất vật lí : 
 Sắt có tính nhiễm từ khí bị nam châm hút.Dẫn ñiện kém và giảm dần :Ag>Cu>Au>Al>Fe 
II./ Tính chất hóa học: 
Có tính khử trung bình Fe ---> Fe+2 + 2e Fe ---> Fe+3 + 3e 
 1./ Tác dụng với phi kim: 
 Thí dụ: Fe + S →
o
t FeS 3Fe + 2O2 →
o
t Fe3O4 2Fe + 3Cl2 →
o
t 2FeCl3 
2./ Tác dụng với axit: 
a./ Với dung dịch HCl, H2SO4 loãng→ muối Fe (II) + H2 
 Thí dụ: Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑ Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 
b./ Với dung dịch HNO3 và H2SO4 ñặc nóng: tạo muối Fe (III) 
 Thí dụ: Fe + 4 HNO3 (loãng) → Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O 
 2Fe + 6H2SO4 (ñặc) →
ot Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O 
 - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 6 
Chú ý: Fe không tác dụng với axit HNO3 ñặc nguội và H2SO4 ñặc nguội 
3. Tác dụng với dung dịch muối: Fe khử ñược ion của các kim loại ñứng sau nó. 
 Thí dụ: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓ 
4./ Tác dụng với nước: Ở nhiệt ñộ thường sắt không khử nước 
Ở nhiệt ñộ cao: 
 Thí dụ: 3Fe + 4H2O  →
< oot 570 Fe3O4 + 4H2↑ 
Fe + H2O  →
> oot 570 FeO + H2↑ 
Bài 32: HỢP CHẤT CỦA SẮT 
I./Hợp chất sắt (II) Tính chất hóa học ñặc trưng của hợp chất sắt (II) là tính khử (dễ bị oxi hóa) 
1./ Sắt (II) oxit: FeO 
 Thí dụ: 3FeO + 10HNO3 (loãng) →
o
t 3Fe(NO3)3 + NO↑ + 5H2O 
 Fe2O3 + CO →
o
t 2FeO + CO2↑ 
2./ Sắt (II) hidroxit: Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O ---> 4Fe(OH)3↓ 
3./ Muối sắt (II): 2FeCl2 + Cl2 ---> 2FeCl3 
Chú ý: FeO , Fe(OH)2 khi tác dụng với HCl hay H2SO4 loãng tạo muối sắt (II) 
 Thí dụ: FeO + 2HCl ---> FeCl2 + H2 Fe(OH)2 + 2HCl ---> FeCl2 + 2H2O 
II./ Hợp chất sắt (III): Hợp chất sắt (III) có tính oxi hóa. 
1./ Sắt (III) oxit: Fe2O3 
- Là oxit bazơ: tác dụng với axit tạo muối sắt (III) và nước. 
 Thí dụ: Fe2O3 + 6HCl ---> 2FeCl3 + 3H2O Fe2O3 + 6HNO3 ---> 2Fe(NO3)3 + 2H2O 
- Bị CO, H2 , Al khử thành Fe ở nhiệt ñộ cao: 
 Thí dụ: Fe2O3 + 3CO →
o
t 2Fe + 3CO2 
ðiều chế: phân hủy Fe(OH)3 ở nhiệt ñộ cao. 
 Thí dụ: 2Fe(OH)3 →
ot Fe2O3 + 3H2O 
2./ Sắt (III) hidroxit: Fe(OH)3 
Tác dụng với axit: tạo muối và nước Thí dụ: Fe(OH)3 + 3H2SO4 ---> Fe2(SO4)3 + 6H2O 
ðiều chế: cho dung dịch kiềm tác dụng với muối sắt (III). FeCl3 + 3NaOH ---> Fe(OH)3 ↓ + 3NaCl 
3./ Muối sắt (III): Có tính oxi hóa (dễ bị khử) 
 Thí dụ: Fe + 2FeCl3 ---> 3FeCl2 Cu + 2FeCl3 ---> 2FeCl2 + CuCl2 
Bài 34: CROM VÀ HỢP CHẤT CỦA CROM 
I./ Vị trí – cấu hình electron: 
Ô thứ 24, thuộc nhóm VIB, chu kì 4 
Cấu hình electron: Cr (Z=24): 1s22s22p63s23p63d54s1 hay [Ar]3d54s1 
II./ Tính chất hóa học: tính khử mạnh hơn sắt, các số oxi hóa thường gặp của crom là: +2 , +3 , +6 
1./ Tác dụng với phi kim: tạo hợp chất crom (III) 
 Thí dụ: 4Cr + 3O2 →
o
t 2Cr2O3 2Cr + 3Cl2 →
o
t 2CrCl3 2Cr + 3S →
o
t Cr2S3 
2./ Tác dụng với nước: Crom (Cr) không tác dụng với nước ở bất kì nhiệt ñộ nào 
3./ Tác dụng với axit:HCl và H2SO4 tạo muối Cr
+2 
 Thí dụ: Cr + 2HCl ---> CrCl2 + H2 Cr + H2SO4 ---> CrSO4 + H2 
Chú ý: Cr không tác dụng với HNO3 ñặc nguội và H2SO4 ñặc nguội. 
III./ Hợp chất của crom: 
1./ Hợp chất crom (III): 
a./ Crom (III) oxit: (Cr2O3) là oxit lưỡng tính 
 Thí dụ: Cr2O3 + 2NaOH ---> 2NaCrO2 + H2O Cr2O3 + 6HCl ---> 2CrCl3 + 3H2O 
b./ Crom (III) hidroxit: (Cr(OH)3) là một hidroxit lưỡng tính. 
 Thí dụ: Cr(OH)3 + NaOH ---> NaCrO2 + 2H2O Cr(OH)3 + 3HCl ---> CrCl3 + 3H2O 
Chú ý: muối crom (III) vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử. 
 Tính OXH: 2CrCl3 + Zn ---> 2CrCl2 + ZnCl2 
 Tính khử: 2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH ---> 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O 
 - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 7 
2./ Hợp chất crom (VI): 
a./ Crom (VI) o