Bài giảng Chương 6. kim loại kiềm – kiềm thổ - Nhôm

LÝ THUYẾT HOÁ 12 - HỌC KỲ II Trang 20 CHƯƠNG VI. KIM LOẠI KIỀM – KIỀM THỔ - NHÔM A. ĐẠI CƢƠNG KIM LOẠI KIỀM: I. Vị trí và cấu tạo: * Vị trí: _ Thuộc nhóm IA, đứng đầu mỗi chu kỳ, gọi là nhóm kim loại kiềm. _ Gồm 6 nguyên tố: Li – Na – K – Rb (rubidium) – Cs (cesium) – Fr (francium). * Cấu tạo: _ Cấu hình electron: Là nguyên tố s, phân lớp ngoài cùng là ns1. _ Năng lượng ion hoá I1 nhỏ nhất, giảm dần từ Li  Cs  tính khử rất mạnh  M M e  _ Năng lượng ion hoá I2 > I1  KL kiềm chỉ nhường 1e. _ Số oxi hoá: KL kiềm trong hợp chất chỉ có số oxi hoá +1. _ Thế điện cực chuẩn: có giá trị rất âm. II. Tính chất vật lý: _ Kiểu mạng tinh thể: lập phương tâm khối ( kém bền vững ). _ Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi: thấp ; giảm dần. _ Khối lượng riêng: nhỏ ; tăng dần. _ Độ cứng: nhỏ ; giảm dần (mềm nhất : Cs). III. Tính chất hoá học: Tính khử rất mạnh, tăng dần từ Li  Cs. 1) Tác dụng với phi kim (O2, S, halogen, …): Thí dụ: 4Na + O2 khongkhi  2 22Na O  (natri oxit) 2Na + O2 (khô)  1 2 2Na O  (natri peoxit) 2K + Cl2  2KCl 2Na + S  Na2S (natri sunfua). 2) Tác dụng với axit: _ Phản ứng xảy ra rất mạnh, có thể gây nổ nguy hiểm: _ Tổng quát: M + H +  M+ + 1 2 H2 Thí dụ: 2Li + 2HCl  2LiCl + H2 2Na + H2SO4  Na2SO4 + H2 3) Tác dụng với nước: _ Tổng quát: M + H2O  MOH + 1 2 H2 _ KL kiềm được bảo quản trong dầu hoả. LÝ THUYẾT HOÁ 12 - HỌC KỲ II Trang 21 Thí dụ: Na + H2O  NaOH + 1 2 H2 _ Công thức giải nhanh: 2 2 HOH n n  4) Tác dụng với dung dịch muối: _ Thứ tự phản ứng:  KL kiềm tác dụng với nước trước  dung dịch kiềm.  Dung dịch kiềm tác dụng với muối. Thí dụ: Cho Na vào dung dịch CuCl2: 1) Na + H2O  NaOH + 1 2 H2 2) 2NaOH + CuCl2  Cu(OH)2 + 2NaCl. IV. Điều chế: _ Nguyên tắc: khử ion kim loại của kim loại đó (không khả thi với KL kiềm). M + + e  M _ Phương pháp: điện phân nóng chảy muối halogenua của KL kiềm. Thí dụ: NaCl dpnc  Na + 1 2 Cl2 B. HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM: I. NATRI HYĐRÔXIT, NaOH: 1) Tính chất vật lý: _ Chất rắn, không màu, hút ẩm mạnh, 0 0322nct C . _ Tan nhiều trong nước, phân li hoàn toàn thành ion: NaOH(dd)  Na + (dd) + OH - (dd) 2) Tính chất hoá học: Là 1 bazơ mạnh. a) Tác dụng với oxit axit: (CO2, SO2, …) Oxit axit + Bazơ  Muối + H2O _ Để xác định muối tạo thành là muối axit hay muối trung hoà, ta lập tỉ lệ 2 OH CO n T n   1 2 HCO3 - CO3 2- HCO3 - CO3 2- OH - dư CO3 2- HCO3 - CO2 dư LÝ THUYẾT HOÁ 12 - HỌC KỲ II Trang 22 Thí dụ: CO2 + NaOH 1:1  NaHCO3 (natri hyđrôcacbonat) CO2 + 2NaOH 1:2  Na2CO3 + H2O b) Tác dụng với axit (phản ứng trung hoà): Axit + Bazơ  Muối + H2O Thí dụ: H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + H2O c) Tác dụng với dung dịch muối: Bazơ(1) + Muối(1)  Bazơ(2) + Muối(2) Thí dụ: 2NaOH + CuSO4  Cu(OH)2 + Na2SO4 3NaOH + FeCl3  Fe(OH)3 + 3NaCl 3) Điều chế: _ Trong công nghiệp, người ta điều chế bằng điện phân dung dịch NaCl bão hoà có vách ngăn xốp. _ Phương trình điện phân: 2NaCl + 2H2O dp co mang ngan  H2 + Cl2 + 2NaOH II. MUỐI CACBONAT CỦA KIM LOẠI KIỀM: 1) Natri hyđrôcacbonat, NaHCO3: a) Tính chất vật lý: _ Chất rắn, màu trắng. _ Ít tan trong nước. _ Kém bền nhiệt. b) Tính chất hoá học: * Tính kém bền nhiệt: NaHCO3 dễ bị phân huỷ bởi nhiệt: 2NaHCO3 0t  Na2CO3 + CO2 + H2O * Tính lưỡng tính: (Tính bazơ chiếm ưu thế )  Thể hiện tính axit: tác dụng với bazơ mạnh (HCO3 - nhường proton H+). HCO3 - + OH -  CO3 2- + H2O Thí dụ: NaHCO3 + NaOH  Na2CO3 + H2O NaHCO3 + KOH  Na2CO3 + K2CO3 + H2O  Thể hiện tính bazơ: tác dụng với nhiều axit (HCO3 - nhận proton H+). HCO3 - + H +  CO2 + H2O Thí dụ: NaHCO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O LÝ THUYẾT HOÁ 12 - HỌC KỲ II Trang 23 * Thuỷ phân trong nước: HCO3 - + H2O  OH - + H2CO3  Cho môi trường kiềm yếu. c) Ứng dụng: _ Trong y học: dùng làm thuốc chữa đau dạ dày. _ Trong thực phẩm: là bột nở dùng làm bánh xốp. 2) Natri cacbonat, Na2CO3 (sođa khan): a) Tính chất vật lý: _ Chất rắn, màu trắng. _ Ở t0 thường tồn tại ở dạng ngậm nước Na2CO3.10H2O ; Ở t 0 cao thành Na2CO3 khan. _ Tan nhiều trong nước, phân ly hoàn toàn. Na2CO3  2Na + + CO3 2- _ Bền với nhiệt. b) Tính chất hoá học: * Tính bazơ (CO3 2- nhận proton H+): CO3 2- + 2H +  CO2 + H2O Thí dụ: Na2CO3 + 2HCl  2NaCl + H2O + CO2 Na2CO3 + H2SO4  Na2SO4 + H2O + CO2 * Thuỷ phân trong nước: CO3 2- + H2O  OH - + HCO3 -  Cho môi trường kiềm mạnh hơn. 3) Kali nitrat, KNO3 (diêm tiêu): a) Tính chất vật lý: _ Chất không màu, bền trong không khí, tan nhiều trong nước, 0 0333nct C . b) Tính chất hoá học: * Nhiệt phân KNO3: 2KNO3 0t  2KNO2 + O2 (Kali nitrit) c) Ứng dụng: _ Làm phân bón (phân đạm, phân kali, …) _ Chế thuốc nổ đen (“Nhất đồng thán, bán đồng sinh, lục đồng diêm”): 2KNO3 + 3C + S 0t  K2S + N2 + 3CO2 LÝ THUYẾT HOÁ 12 - HỌC KỲ II Trang 24 C. ĐẠI CƢƠNG KIM LOẠI KIỀM THỔ: I. Vị trí và cấu tạo: * Vị trí: _ Thuộc nhóm IIA, đứng sau nguyên tố kim loại kiềm. _ Gồm 6 nguyên tố: Be (beri) – Mg – Ca – Sr (stronti) – Ba – Ra (rađi). (Ra là nguyên tố phóng xạ, không bền) * Cấu tạo: _ Cấu hình electron: là nguyên tố s, phân lớp ngoài cùng ns2. _ Số oxi hoá: KL kiềm thổ trong hợp chất chỉ có số oxi hoá +2. _ Thế điện cực chuẩn: có giá trị rất âm. II. Tính chất vật lý: Nguyên tố Be Mg Ca Sr Ba Cấu hình electron ns2 (n = 2, 3, 4, 5, 6) 0 0,s nct t Thấp (trừ Be). Tính tan của hyđrôxit Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2 Kết tủa Kết tủa Ít tan Tan Tan Tính tan của muối sunfat BeSO4 MgSO4 CaSO4 SrSO4 BaSO4 Tan Tan Ít tan Kết tủa Kết tủa Mạng tinh thể Lục phương Lập phương tâm diện Lập phương tâm khối III. Tính chất hoá học: 1) Tác dụng với phi kim (O2, S, P, halogen, …) Thí dụ: 2Mg + O2 0t  2MgO Ca + Cl2 0t  CaCl2 3Mg + N2 0t  Mg3N2 (magie nitrua) 2) Tác dụng với axit loãng (HCl, H2SO4 loãng, …) Thí dụ: Ca + 2HCl  CaCl2 + H2 Mg + H2SO4 loãng  MgSO4 + H2 3) Tác dụng với nước (trừ Be): Ca, Sr, Ba 2H O M(OH)2 (tan) (dung dịch kiềm) Mg Be không phản ứng với H2O. t 0 thường Mg(OH)2 - pứ chậm t 0 cao MgO + H2 LÝ THUYẾT HOÁ 12 - HỌC KỲ II Trang 25 Thí dụ: Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2 Mg + H2O 0t cao  MgO + H2 IV. Điều chế: Điện phân nóng chảy muối halogenua của KL kiềm thổ. Thí dụ: CaCl2 dpnc  Ca + Cl2 MgCl2 dpnc  Mg + Cl2 D. HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ: I. HỢP CHẤT CỦA CANXI: 1) Canxi hyđrôxit Ca(OH)2 (vôi tôi ): a) Tính chất vật lý: _ Chất rắn màu trắng. _ Ít tan trong nước     025 2 0,12CCa OHS gam tạo thành dd Ca(OH)2 (nước vôi trong). _ Trong dung dịch, Ca(OH)2 phân ly hoàn toàn thành ion: Ca(OH)2 (dd)  Ca 2+ + 2OH - b) Tính chất hoá học: Là 1 bazơ mạnh, có đầy đủ tính chất của một bazơ tan. * Tác dụng với oxit axit : Thí dụ: CO2 (thiếu hoặc vừa đủ) + Ca(OH)2(dd)  CaCO3 + H2O CO2 (dư) + H2O + CaCO3 (r)  Ca(HCO3)2 (tan) * Tác dụng với axit loãng: Thí dụ: Ca(OH)2 + 2HCl  CaCl2 + 2H2O Ca(OH)2 + H2SO4  CaSO4 + 2H2O * Tác dụng với dung dịch muối: Thí dụ: Ca(OH)2 + CuCl2  Cu(OH)2 + CaCl2 3Ca(OH)2 + 2FeCl3  2Fe(OH)3 + 3CaCl2 c) Ứng dụng: _ Trộn vữa xây nhà. _ Khử chua đất trồng trọt. _ Sản xuất clorua vôi (CaOCl2) để khử trùng, tẩy uế. Ca(OH)2 + Cl2  CaOCl2 + H2O Ca (CaOCl2) LÝ THUYẾT HOÁ 12 - HỌC KỲ II Trang 26 2) Canxi cacbonat CaCO3 (đá vôi): a) Tính chất vật lý: _ Chất rắn màu trắng, không tan trong nước   025 3 0,00013CCaCOS gam . b) Tính chất hoá học: * Phản ứng trao đổi với axit vô cơ và hữu cơ: Thí dụ: CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + CO2 + H2O CaCO3 + H2SO4loãng  CaSO4 + CO2 + H2O CaCO3 + 2CH3COOH  Ca(CH3COO)2 + CO2 + H2O * Tan trong nước hoà tan CO2: Thí dụ: CaCO3 + H2O + CO2(dư) Ca(HCO3)2 (tan)  Phản ứng thuận giải thích sự xâm thực của nước mưa đối với đá vôi.  Phản ứng nghịch giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang động núi đá vôi. c) Ứng dụng: _ Dùng trong công nghiệp thuỷ tinh, xi măng, gang, thép, … 3) Canxi sunfat CaSO4 (thạch cao): a) Tính chất : _ Chất rắn màu trắng. _ Ít tan trong nước   025 4 0,15CCaSOS gam _ Phân loại: 3 loại  Thạch cao sống: CaSO4.2H2O  Thạch cao nung: CaSO4.H2O (hoặc CaSO4.0,5H2O) được điều chế từ CaSO4.2H2O CaSO4.2H2O 0160 C  CaSO4.H2O + H2O  Thạch cao khan: CaSO4 được điều chế từ CaSO4.2H2O CaSO4.2H2O 0350 C  CaSO4 + 2H2O b) Ứng dụng: Thạch cao nung trộn với nước thành thạch cao sống khi đông cứng rất ăn khuôn. _ Dùng để đúc tượng, làm phấn viết bảng, bó bột khi gãy xương, … _ Thạch cao sống dùng sản xuất xi măng. II. NƯỚC CỨNG 1) Khái niệm:  LÝ THUYẾT HOÁ 12 - HỌC KỲ II Trang 27 _ Nước chứa nhiều cation Mg2+, Ca2+ là nước cứng. _ Nước chứa ít hoặc không chứa Mg2+, Ca2+ là nước mềm. 2) Phân loại: _ Nước cứng tạm thời: chứa anion HCO3 -, khi đun nóng thì bị phân huỷ tạo kết tủa làm mất tính cứng gây ra bởi ion HCO3 - . Ca(HCO3)2 0t  CaCO3 + CO2 + H2O Mg(HCO3)2 0t  MgCO3 + CO2 + H2O _ Nước cứng vĩnh cửu: chứa anion Cl-, SO4 2-, … khi bị đun nóng thì không bị phân huỷ. _ Nước cứng toàn phần: chứa cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu. * Nước trong tự nhiên thường là nước cứng toàn phần. 3) Tác hại: _ Tạo lớp cặn trong nồi hơi gây tốn nhiên liệu, thậm chí gây nổ. _ Làm giảm lưu lượng nước trong ống dẫn nước. _ Quần áo giặt bằng xà phòng (natri stearat C17H35COONa) trong nước cứng sẽ tạo ra (C17H35COO)2Ca làm mục nát quần áo. _ Dùng để nấu ăn thì làm thực phẩm lâu chín, giảm mùi vị. _ Làm hỏng nhiều dung dịch cần pha chế trong hoá học. 4) Biện pháp làm mềm nước cứng: * Nguyên tắc: giảm nồng độ Mg2+, Ca2+ trong nước cứng. * Phương pháp: a) Phương pháp kết tủa: Đối với nước cứng tạm thời:  Đun sôi nước cứng tạm thời: Ca(HCO3)2 0t  CaCO3 + H2O + CO2  Dùng vừa đủ dd Ca(OH)2: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  2CaCO3 + 2H2O  Dùng dung dịch Na2CO3: Ca(HCO3)2 + Na2CO3  CaCO3 + 2NaHCO3. LÝ THUYẾT HOÁ 12 - HỌC KỲ II Trang 28 Đối với nước cứng vĩnh cửu:  Dùng dd Na2CO3, Ca(OH)2 và dd Na3PO4: CaSO4 + Na2CO3  CaCO3 + Na2SO4 3CaCl2 + 2Na3PO4  Ca3(PO4)2 + 6NaCl MgCl2 + Ca(OH)2  Mg(OH)2 + CaCl2 b) Phương pháp trao đổi ion: Dùng được với mọi loại nước cứng. Các ion Ca 2+ và Mg 2+ trong nước cứng khi đi qua các hạt zeolit (khoáng aluminosilicat dạng tinh thể có lỗ trống) thì chúng sẽ chui vào thế chỗ cho các ion Na+ và H+ của zeolit đã đi vào dung dịch. E. NHÔM  2713 Al I. Vị trí và cấu tạo: 1) Vị trí: _ Có Z = 13, thuộc nhóm IIIA, chu kì 3 (Cấu hình e: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 ) _ Trong nhóm IIIA: Al đứng dưới Bo  5B . _ Trong chu kỳ 3: Al đứng trước Silic  14Si và đứng sau Magie  12Mg . 2) Cấu tạo: _ Cấu hình electron:     3 2 2 6 2 1 2 2 61 2 2 3 3 1 2 2 3 s s p s p s s p Al Al e   Al là nguyên tố p. _ Năng lượng ion hoá I3 > I2 1,5 lần  tách 3e ra khỏi nguyên tử. _ Số oxi hoá : trong hợp chất có số oxi hoá bền là +3. _ Mạng tinh thể : Lập phương tâm diện. II. Tính chất vật lý : _ Màu trắng bạc, mềm, dễ kéo sợi và dát mỏng. _ Nhẹ (d = 2,7 g/cm3), 0 nct = 660 0 C. _ Dẫn điện tốt hơn Fe và dẫn nhiệt bằng 2/3Cu. LÝ THUYẾT HOÁ 12 - HỌC KỲ II Trang 29 III. Tính chất hoá học: Có tính khử mạnh. 1) Tác dụng với phi kim: Thí dụ: 4Al + 3O2 0t  2Al2O3 (H < 0) 2Al + 3Cl2  2AlCl3. 2Al + 3S  Al2S3 Nhôm bền trong không khí ở t0 thường là do có màng Al2O3 bảo vệ. 2) Tác dụng với axit: a) Axit loãng (HCl, H2SO4 loãng, …): Thí dụ: 2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2 2Al + 3H2SO4loãng  Al2(SO4)3 + 3H2 b) Axit HNO3, H2SO4 đặc, nóng: Thí dụ: Al + 4HNO3 loãng  Al(NO3)3 + NO + 2H2O Al + 6HNO3 đặc, nóng  Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O 2Al + 6H2SO4 đặc, nóng  Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O * Lƣu ý: Al không phản ứng với H2SO4 đặc, nguội và HNO3 đặc, nguội. 3) Tác dụng với nước: 2Al + 6H2O  2Al(OH)3 + 3H2 Phản ứng dừng ngay vì lớp Al(OH)3 ngăn Al pứ với H2O. Nhôm bền trong nước do có lớp màng Al2O3 bảo vệ không cho nước và khí thấm qua. 4) Tác dụng với oxit kim loại: (phản ứng nhiệt nhôm) Thí dụ: 2Al + Fe2O3 0t  Al2O3 + 2Fe 2Al + Cr2O3 0t  Al2O3 + 2Cr 2Al + 3CuO 0t  Al2O3 + 3Cu 5) Tác dụng với dung dịch kiềm mạnh: 2Al + 2NaOH + 2H2O  2NaAlO2 + 3H2 Bản chất: 2Al + 6H2O  2Al(OH)3 + 3H2 NaOH + Al(OH)3  NaAlO2 + 2H2O. LÝ THUYẾT HOÁ 12 - HỌC KỲ II Trang 30 IV. Điều chế: _ Nguyên liệu: quặng boxit _ Phương pháp: điện phân _ Quy trình: gồm 2 công đoạn chính:  Công đoạn tinh chế quặng boxit: Bằng pp hoá học, người ta loại bỏ tạp chất là SiO2 và Fe2O3 ra khỏi quặng để có Al2O3 nguyên chất.  Công đoạn điện phân Al2O3 nóng chảy: Người ta trộn Al2O3 với criolit Na3AlF6 (vì criolit nóng chảy ở 900 0C) để:  Tiết kiệm năng lượng.  Có tính dẫn điện tốt hơn Al2O3 nóng chảy.  Nhẹ hơn nhôm, nổi lên ngăn Al nóng chảy bị oxi hoá trong không khí. Điện phân trong thùng điện phân có cực anot (+) và cực catot (-) bằng than chì. Phương trình điện phân: 2Al2O3 dpnc  4Al + 3O2 Khí O2 sinh ra đốt cháy dần than chì ở cực (+) sinh ra CO2  hạ thấp dần cực (+) vào thùng điện phân. F. HỢP CHẤT CỦA NHÔM: I. NHÔM OXIT Al2O3: 1) Tính chất vật lý: _ Là chất rắn màu trắng, không tan trong nước. _ 0 02050nct C . 2) Trạng thái tự nhiên: _ Dạng ngậm nước: quặng boxit Al2O3.2H2O. _ Dạng khan:  Emeri có độ cứng cao, làm đá mài, giấy nhám.  Corinđon là ngọc thạch rất cứng, trong suốt, không màu, thường có màu do lẫn tạp chất:  Tạp chất là Cr2O3 : rubi (ngọc màu đỏ)  Tạp chất là TiO2 và Fe3O4 : saphia (ngọc màu xanh). 3) Tính chất hoá học: LÝ THUYẾT HOÁ 12 - HỌC KỲ II Trang 31 * Tính bền: Al 3+ có điện tích lớn (3+), bán kính ion nhỏ (0,048nm).  lực hút giữa Al3+ và O2- rất mạnh, tạo liên kết rất bền vững.  0 nct cao, khó bị khử thành kim loại Al. * Tính lưỡng tính:  Thể hiện tính axit: tác dụng với dd kiềm mạnh: Thí dụ: Al2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O.  Thể hiện tính bazơ: tác dụng với dd axit mạnh: Thí dụ: Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O. 4) Ứng dụng: (SGK Hoá học 12 NC, tr.178) II. NHÔM HYĐRÔXIT Al(OH)3: 1) Tính chất vật lý: _ Chất rắn, màu trắng, kết tủa dạng keo, kém bền nhiệt. 2) Tính chất hoá học: * Kém bền nhiệt: dễ bị phân huỷ thành nhôm oxit: 2Al(OH)3 0t  Al2O3 + 3H2O * Tính lưỡng tính:  Thể hiện tính axit: tác dụng với dd kiềm mạnh: Thí dụ: Al(OH)3 + NaOH  NaAlO2 + 2H2O  Thể hiện tính bazơ: tác dụng với dd axit mạnh: Thí dụ: Al(OH)3 + 3HCl  AlCl3 + 3H2O. III. NHÔM SUNFAT Al2(SO4)3: _ Phèn chua: K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O (viết gọn KAl(SO4)2.12H2O) _ Phèn nhôm: M2SO4.Al2(SO4)3.24H2O (M là Na + , Li + , NH4 + ). IV. NHẬN BIẾT ION Al3+ TRONG DUNG DỊCH:  Cho từ từ dd NaOH đến dư thấy có kết tủa keo xuất hiện rồi tan trong NaOH dư  dd có ion Al 3+ : LÝ THUYẾT HOÁ 12 - HỌC KỲ II Trang 32 Al 3+ + 3OH -  Al(OH)3 (kết tủa keo, trắng). Al(OH)3 + NaOHdư  NaAlO2(tan) + 2H2O.  Cho Na2CO3, Na2S, … vào dd muối nhôm có kết tủa và có khí thoát ra: 2Al 3+ + 3Na2CO3 + 3H2O  2Al(OH)3 + 3CO2 + 6Na + . 2Al 3+ + 3Na2S + 3H2O  2Al(OH)3 + 3H2S + 6Na + .  Cho dd NH3 tác dụng với dd muối nhôm, được Al(OH)3 không tan trong NH3 dư: 3NH3 + 3H2O + Al 3+  Al(OH)3 + 3NH4 + ……….Hết………. MỞ RỘNG: MỘT SỐ CÔNG THỨC GIẢI NHANH 1) Tính khối lượng muối clorua khi KL + HCl  Muối clorua + H2: mmuối clorua = mkim loại + 71. 2H n 2) Tính khối lượng muối sunfat khi KL + H2SO4  Muối sunfat + H2 mmuối sunfat = mkim loại + 96. 2H n 3) Tính khối lượng muối sunfat khi KL + H2SO4đặc, nóng  Sp khử SO2, S, H2S. mmuối sunfat = mkim loại +  2 296. 3. 4.SO S H Sn n n   Sản phẩm khử nào không có thì chỗ đó bằng 0  2 4 2 2 2. 4. 5.H SO SO S H Sn n n n   4) Tính khối lượng muối sunfat khi Muối cacbonat + H2SO4  CO2 + H2O: mmuối sunfat = mmuối cabonat + 36. 2CO n 5) Tính khối lượng muối clorua khi Muối cacbonat + HCl  CO2 + H2O: mmuối clorua = mmuối cacbonat + 11. 2CO n 6) Tính khối lượng muối clorua khi Muối sunfit (SO3 2-) + HCl  SO2 + H2O: mmuối clorua = mmuối sunfit - 9. 2SO n 7) Tính khối lượng muối sunfat khi Muối sunfit + H2SO4loãng  SO2 + H2O: mmuối sunfat = mmuối sunfit + 16. 2SO n