Bài giảng Bài 18: tính chất của kim loại – dãy điện hóa của kim loại

- Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 1 TÓM TẮT LÝ THUYẾT HÓA VÔ CƠ 12 CHƯƠNG 5: ðẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI Bài 18: TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI – DÃY ðIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI I./ Tính chất vật lí: Kim loại có những tính chất vật lí chung :Tính dẻo - Tính dẫn ñiện - Tính dẫn nhiệt - Ánh kim Tính chất vật lí chung của kim loại gây nên bởi sự có mặt của các electron tự do trong mạng tinh thể kim loại. II./ Tính chất hóa học: Tính chất hóa học chung của kim loại là tính khử (dễ bị oxi hóa) M ---> Mn+ + ne (n=1,2 hoặc 3e) 1./ Tác dụng với phi kim: Thí dụ: 2Fe + 3Cl2 → ot 2FeCl3 Cu + Cl2 → ot CuCl2 4Al + 3O2 → o t 2Al2O3 Fe + S → o t FeS 2./ Tác dụng với dung dịch axit: a./ Với dung dịch axit HCl , H2SO4 loãng: (trừ Cu , Ag , Hg , Pt, Au) → muối + H2. Thí dụ: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 b./ Với dung dịch HNO3 , H2SO4 ñặc: (trừ Pt , Au ) → muối + sản phẩm khử + nước. Thí dụ: 3Cu + 8HNO3 (loãng) → o t 3Cu(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O Fe + 4HNO3 (loãng) → ot Fe(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O Cu + 2H2SO4 (ñặc) → o t CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O Chú ý: HNO3 , H2SO4 ñặc nguội không phản ứng với các kim loại Al , Fe, Cr … 3./ Tác dụng với nước: Li , K , Ba , Ca , Na + nước ở nhiệt ñộ thường → bazơ + H2 Thí dụ: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 4./ Tác dụng với dung dịch muối: kim loại mạnh hơn khử ion của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do. Thí dụ: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu ðiều kiện ñể kim loại A ñẩy kim loại B ra khỏi muối : A + Bn+
+ Kim loại A ñứng trước kim loại B trong dãy hoạt ñộng hóa học +Kim loại A không tan trong nước +Muối tạo thành phải tan III./ Dãy ñiện hóa của kim loại: 1./ Dãy ñiện hóa của kim loại: K+ Na+ Ca2+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H Cu2+ Fe3+ Hg2+ Ag+ Pt2+ Au3+ Tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần K Na Ca Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe 2+ Hg Ag Pt Au Tính khử của kim loại giảm dần 2./ Ý nghĩa của dãy ñiện hóa: Dự ñoán chiều của phản ứng giữa 2 cặp oxi hóa khử xảy ra theo chiều: chất oxi hóa mạnh hơn sẽ oxi hóa chát khử mạnh hơn sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn.( qui tắc α ) Thí dụ: phản ứng giữa 2 cặp Fe2+/Fe và Cu2+/Cu là: Cu2+ + Fe → Fe2+ + Cu Oxh mạnh khử mạnh oxh yếu khử yếu Fe2+ Cu2+ Fe Cu - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 2 Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu Toång quaùt: Giaû söû coù 2 caëp oxi hoaù – khöû Xx+/X vaø Yy+/Y (caëp Xx+/X ñöùng tröôùc caëp Yy+/Y). X x+ Y y+ X Y Phương trình phản ứng : Yy+ + X → Xx+ + Y Bài 20: SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI I./ Khái niệm: Sự ăn mòn kim loại là sự phá hủy KL hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh. M ----> Mn+ + ne II./ Các dạng ăn mòn kim loại: 1./ Ăn mòn hóa học: là quá trình oxi hóa - khử, trong ñó các electron của kim loại ñược chuyển trực tiếp ñến các chất trong môi trường. 2./ Ăn mòn ñiện hóa học: a./ Khái niệm: ăn mòn ñiện hóa 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 electron chuyển dời từ cực âm ñến cực dương. b./ Cơ chế: + Cực âm: kim loại có tính khử mạnh hơn bị oxi hóa. + Cực dương: kim loại có tính khử yếu hơn. III./ Chống ăn mòn kim loại: a./ Phương pháp bảo vệ bề mặt: b./ Phương pháp ñiện hóa: Nối kim loại cần bảo vệ với một kim loại có tính khử mạnh hơn. Thí dụ: ñể bảo vệ vỏ tàu biển làm bằng thép người ta gắn vào những mặt ngoài của vỏ tàu (phần chìm dưới nước) những lá kẽm (Zn). Bài 21: ðIỀU CHẾ KIM LOẠI I./Nguyên tắc: Khử ion kim loại thành nguyên tử. Mn+ + ne ----> M II./ Phương pháp: 1./ Phương pháp nhiệt luyện: dùng ñiều chế những kim loại (sau Al) như: Zn , Fe , Sn , Pb , Cu , Hg … Dùng các chất khử mạnh như: C , CO , H2 hoặc Al ñể khử các ion kim loại trong oxit ở nhiệt ñộ cao. Thí dụ: PbO + H2 → o t Pb + H2O Fe2O3 + 3CO → o t 2Fe + 3CO2 2./ phương pháp thủy luyện: dùng ñiều chế những kim loại Cu , Ag , Hg … Dùng kim loại có tính khử mạnh hơn ñể khử ion kim loại trong dung dịch muối Thí dụ: Fe + CuSO4 ---> Cu + FeSO4 3./ Phương pháp ñiện phân: a./ ñiện phân nóng chảy: ñiều chế những kim loại K , Na , Ca , Mg , Al. ðiện phân nóng chảy các hợp chất (muối, oxit, bazơ) của chúng. Thí dụ: 2NaCl →ñpnc 2Na + Cl2 MgCl2 → ñpnc Mg + Cl2 2Al2O3 → ñpnc 4Al + 3O2 b./ ðiện phân dung dịch: ñiều chế kim loại ñứng sau Al. Thí dụ: CuCl2 → ñpdd Cu + Cl2 4AgNO3 + 2H2O → ñpdd 4Ag + O2 + 4HNO3 CuSO4 + 2H2O → ñpdd 2Cu + 2H2SO4 + O2 c./Tính lượng chất thu ñược ở các ñiện cực m= n AIt 96500 m: Khối lượng chất thu ñược ở các ñiện cực A: Khối lượng mol nguyên tử (hay M) I: Cường ñộ dòng ñiện (ampe0 t : Thời gian (giây) - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 3 n : số electron mà nguyên tử hay ion cho hoặc nhận Chương 6: KIM LOẠI KIỀM , KIM LOẠI KIỀM THỔ , NHÔM Bài 25: KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM A./ Kim loại kiềm: I./ Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu hình electron: Kim loại kiềm gồm: Liti (Li) , Natri (Na) , Kali (K) , Rubiñi (Rb) , Xesi (Cs) , Franxi (Fr). Thuộc nhóm IA Cấu hình electron: ns1 ðều có 1e ở lớp ngoài cùng Li (Z=3) 1s22s1 hay [He]2s1 Na (Z=11) 1s22s22p63s1 hay [Ne]3s1 K (Z=19) 1s22s22p63s23p64s1 hay [Ar]4s1 II./ Tính chất hóa học: Có tính 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) oxit: CrO3 Là oxit axit. Có tính oxi hóa mạnh: S , P , C , C2H5OH bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3 b./ Muối crom (VI):Có tính oxi hóa mạnh Thí dụ: K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 ---> 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O Bài 35: ðỒNG VÀ HỢP CHẤT CỦA ðỒNG I./ Vị trí – cấu hình electron: Ô thứ 29, thuộc nhóm IB, chu kì 4. Cấu hình electron: Cu (Z=29) 1s22s22p63s23p63d104s1 hay [Ar]3d104s1 II./ Tính chất hóa học:Là kim loại kém hoạt ñộng, có tính khử yếu. 1./ Tác dụng với phi kim: Thí dụ: 2Cu + O2 → o t 2CuO Cu + Cl2 → o t CuCl2 2./ Tác dụng với axit: a./ Với axit HCl và H2SO4 loãng: Cu không phản ứng b./ Với axit HNO3 , H2SO4 ñặc, nóng: Thí dụ: Cu + 2H2SO4 (ñặc) → o t CuSO4 + SO2 + H2O Cu + 4HNO3 (ñặc) → ot Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3 (loãng) → o t 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O III./ Hợp chất của ñồng: 1./ ðồng (II) oxit: - Là oxit bazơ: tác dung với axit và oxit axit. CuO + H2SO4 ---> CuSO4 + H2O - Có tính oxi hóa: dễ bị H2 , CO , C khử thành Cu kim loại. : CuO + H2 → o t Cu + H2O 2./ ðồng (II) hidroxit: - Là một bazơ: tác dụng với axit tạo muối và nước. Cu(OH)2 + 2HCl ---> CuCl2 + 2H2O - Dễ bị nhiệt phân: Cu(OH)2 → o t CuO + H2O Chương 8: PHÂN BIỆT MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ Bài 40: NHẬN BIẾT MỘT SỐ ION TRONG DUNG DỊCH I./ Nhận biết một số cation trong dung dịch: 1./ Nhận biết cation Na+: Phương pháp: thử màu ngọn lửa 2./ Nhận biết cation NH4 +: Dùng dung dịch NaOH hoặc KOH : tạo khí NH3 có mùi khai. 3./ Nhận biết cation Ba2+: Dùng dung dịch H2SO4 loãng: tạo kết tủa BaSO4 trắng 4./ Nhận biết cation Al3+: Dùng dung dịch NaOH hoặc KOH: tạo kết tủa keo trắng tan trong kiềm dư 5./ Nhận biết các cation Fe2+ , Fe3+ , Cu2+: a./ Nhận biết cation Fe3+: Dùng dung dịch NaOH , KOH hoặc NH3: tạo kết tủa Fe(OH)3 màu nâu ñỏ b./ Nhận biết cation Fe2+:Dùng dd NaOH , KOH hoặc NH3: tạo kết tủa Fe(OH)2 có màu trắng hơi xanh. c./ Nhận biết cation Cu2+:Dùng dung dịch NaOH , KOH hoặc NH3: tạo kết tủa xanh tan trong NH3 dư. II./ Nhận biết một số anion trong dung dịch: 1./ Nhận biết anion NO3 -:Dùng kim loại Cu trong dung dịch H2SO4 loãng: tạo dung dịch màu xanh, khí NO không màu hóa nâu trong không khí. 2./ Nhận biêt anion SO4 2-: Dùng dung dịch BaCl2: tạo kết tủa BaSO4 không tan. 3./ Nhận biết anion Cl-: Dùng dung dịch AgNO3: tao kết tủa AgCl trắng 4./ Nhận biết anion CO3 2-: Dùng dd HCl hay H2SO4 loãng: sủi bọt khí không màu làm ñục nước vôi trong. Bài 41: NHẬN BIẾT MỘT SỐ CHẤT KHÍ 1./ Nhận biết khí CO2: Dùng dung dịch Ca(OH)2 hay Ba(OH)2: tạo kết tủa trắng 2./ Nhận biết khí SO2: Dùng dung dịch nước brom: làm nhạt màu dung dịch brom Chú ý: SO2 cũng tạo kết tủa trắng với Ca(OH)2 và Ba(OH)2. 3./ Nhận biết khí H2S: Dùng dung dịch Pb(NO3)2 hay Cu(NO3)2: tạo kết tủa ñen. 4./ Nhận biết khí NH3: Dùng giấy quì tím thấm ướt: quì tím chuyển thành màu xanh. A. NHẬN BIẾT CHẤT KHÍ - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 8 Khí Thuốc thử Hiện tượng Phản ứng - Quì tím ẩm Hóa hồng - dd Br2, dd KMnO4 Mất màu SO2 + Br2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4 SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 SO2 - nước vôi trong Làm ñục SO2 + Ca(OH)2 → CaSO3↓ + H2O - Quì tím ẩm Hóa xanh NH3 - khí HCl Tạo khói trắng NH3 + HCl → NH4Cl - nước vôi trong Làm ñục CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + H2O - quì tím ẩm Hóa hồng CO2 - không duy trì sự cháy - Quì tím ẩm Hóa hồng - O2 2H2S + O2 → 2S↓ + 2H2O Cl2 H2S + Cl2 → S↓ + 2HCl SO2 2H2S + SO2 → 3S↓ + 2H2O FeCl3 H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S↓ + 2HCl KMnO4 Kết tủa vàng 3H2S+2KMnO4→2MnO2+3S↓+2KOH+2H2O 5H2S+2KMnO4+3H2SO4→2MnSO4+5S↓+K2SO4+8H2O H2S - PbCl2 Kết tủa ñen H2S + Pb(NO3)2 → PbS↓+ 2HNO3 B. NHẬN BIẾT ION DƯƠNG (CATION) Ion Thuốc thử Hiện tượng Phản ứng Na+ ðốt trên ngọn lửa vô sắc Ngọn lửa màu vàng tươi Ba2+ dd 24SO − , dd 23CO − ↓ trắng Ba2+ + 24SO −→ BaSO4 ;Ba 2+ + 23CO −→ BaCO3 Cu2+ dd NH3 ↓ xanh, tan trong dd NH3 dư Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2 Mg2+ ↓ trắng Mg2+ + 2OH− → Mn(OH)2 ↓ Fe2+ ↓ trắng hơi xanh , hóa nâu ngoài không khí Fe2+ + 2OH− → Fe(OH)2 ↓ 2Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)3 ↓ Fe3+ ↓ nâu ñỏ Fe3+ + 3OH− → Fe(OH)3 ↓ Al3+ ↓ keo trắng tan trong kiềm dư Al3+ + 3OH− → Al(OH)3 ↓ Al(OH)3 + OH − → 2AlO − + 2H2O Cu2+ ↓ xanh Cu2+ + 2OH− → Cu(OH)2 ↓ NH 4 + dd Kiềm NH3 ↑ 4NH + + OH− → NH3↑ + H2O C. NHẬN BIẾT ION ÂM (ANION) Ion Thuốc thử Hiện tượng Phản ứng Cl − AgNO3 ↓ trắng Cl− + Ag+ → AgCl↓ (hóa ñen ngoài ánh sáng) 2 3 CO − ↓ trắng 23CO − + Ba2+ → BaCO3↓ (tan trong HCl) 2 3 SO − BaCl2 ↓ trắng 23SO − + Ba2+ → BaSO3↓ (tan trong HCl) - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 9 2 4 SO − ↓ trắng 24SO − + Ba2+ → BaSO4↓ (không tan trong HCl) S 2− Pb(NO3)2 ↓ ñen S2− + Pb2+ → PbS↓ 2 3 CO − Sủi bọt khí 23CO − + 2H+ → CO2↑ + H2O (không mùi) 2 3 SO − Sủi bọt khí 23SO − + 2H+ → SO2↑ + H2O (mùi hắc) S 2− HCl Sủi bọt khí 2S − + 2H+ → H2S↑ (mùi trứng thối) 2 3 HCO − Sủi bọt khí 2 0t 3HCO − → CO2↑ + 2 3CO − + H2O 2 3 HSO − ðun nóng Sủi bọt khí mùi hắc 2 0t 3HSO − → SO2↑ + 2 3SO −+ H2O 3 NO − Vụn Cu, H2SO4 Dung dịch màu xanh và khí không màu hóa nâu trong kk 3NO − + H+ → HNO3 3Cu + 8HNO3 → 2Cu(NO3)2 + 2NO+4H2O 2NO + O2 → 2NO2 ↑