Kiến thức cơ bản Hóa 12

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ 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]3s1. Mg[Ne]3s2. Al[Ne]3s23p1 - Năng lượng ion hoá tương ñối nhỏ ⇒ Kim loại dễ nhường electron ⇒ Tính chất chung của kim loại là tính KHỬ 2. Câu tạo mạng tinh thể Ở nhiệt ñộ 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 ñộng 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 Liên kết kim loại là liên kết ñược hình thành do lực hút giữa các electron chuyển ñộng tự do với các ion dương trong mạng tinh thể CÂU HỎI: 1/ Tính chất chung của Kim Loại là gì? Nêu nguyên nhân 2/ Trong tinh thể kim loại tồn tại những thành phần nào? 3/ Thế nào là liên kết kim loại ? Bài 18 : TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI VÀ DÃY ðIỆN HÓA I .Tính chất vật lí : Kim loại có tính dẻo , tính dẫn nhiệt, tính dẫn ñiện, tính ánh kim tất cả các tính chất này do sự có mặt của electron tự do II. Tính chất hoá học : - Do ñặc ñiểm cấu tạo ít electron lớp ngoài cùng ( 1,2,3e), - Năng lượng ion hoá tương ñối nhỏ - Bán kính nguyên tử lớn ⇒ Các nguyên tử kim loại dễ dàng nhường các e hoá trị hoá trị này ⇒ thể hiện tính khử: Phương trình tổng quát: M – ne -> Mn+ 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+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg2 2+ Fe3+ Ag+ Pt2+ Au3+ Tính Khử K Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Fe2+ Ag Pt Au 1/ Tác dụng với phi kim: a/ Phản ứng với oxi: ða số các kim loại ñều bị oxi hóa bởi O2 (ñặc biệt ở nhiệt ñộ cao). Khả năng phản ứng tuỳ thuộc vào ñiều kiện và tính khử mạnh hay yếu của kim loại Ví dụ: 4Na + O2 2Na2O 3Fe + 2O2 → 0t Fe3O4 b/ Phản ứng với halogen và các phi kim khác − Với halogen: các kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng ngay ở to 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 Thư viện Tài liệu học Trang 2 2Fe + 3Cl2 → 0t 2FeCl3 + Với phi kim yếu phải ñun nóng và kim loại có hoá trị thấp : Fe + S → 0t FeS Zn + S → 0t ZnS c/ Tác dụng với axit * Với axit HCl, H2SO4 loãng (tính oxi hóa thể hiện ở ion H +) - Kim loại sẽ khử ion H+ trong dd HCl và H2SO4 loãng thành H2 -Lưu ý: Kim loại ñứng trước H2. Ví dụ: Mg + 2HCl ----> MgCl2 + H2↑ 2Al + 3H2SO4 loãng ---- > Al2(SO4)3 + 3H2 * Với axit HNO3, H2SO4 ñặc, ñun nóng Trừ Au và Pt, còn hầu hết các kim loại tác dụng ñược với HNO3 (ñặc hoặc loãng), H2SO4 (ñặc, nóng), Pt tổng quát: Kim loại + HNO3 ----- > muối ( hoá trị cao ) + Sản phẩn khử + H2O − Với HNO3 ñặc nóng : thường giải phóng khí NO2 ( màu nâu ñỏ ) Mg + 4HNO3 ñ, n → 0t Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Cu + 4HNO3 ñ, n → 0t Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O − Với HNO3 loãng: thường sinh ra khí NO ( không màu hoá nâu trong không khí ) Tuy nhiện tuỳ theo ñiều kiện ñề bài có thể là: N2, N2O, NO, NH4NO3. Ví dụ: 8Na + 10HNO3 ñ, n → 0t 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O 4Mg + 10HNO3 ñ, n → 0t 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O 3Cu + 8HNO3 ñ, n → 0t 3Cu(NO3)2 + NO + 4H2O ☼ Lưu ý: Kim loại phản ứng với HNO3 không sinh khí H2 − Với axit H2SO4 ñặc nóng. Pt tổng quát: Kim loại + H2SO4 ñ.n → muối ( hoá trị cao ) + (H2S, S, SO2) + H2O. Thường thì tạo SO2 tuy nhiên một số trường hợp tạo H2S haợc S Ví dụ: 8Na + 5H2SO4 ñ, n → 0t 4Na2SO4 + H2S + 5H2O 2Mg + 3H2SO4 ñ, n → 0t 2MgSO4 + S+ 3H2O Cu + 2H2SO4 ñ, n → 0t CuSO4 + SO2 + 2H2O ☼ Lưu ý: Kim loại phản ứng với H2SO4 ñặc, nóng không sinh khí H2 Chú ý: Al , Fe và Cr bị thụ ñộng hoá trong H2SO4 ñặc, nguội và HNO3 ñặc, nguội d/ Phản ứng với nước: − Ở to thường, chỉ có các kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng ñược với nước tạo thành dung dịch kiềm và giải phóng H2. Một số kim loại yếu hơn phản ứng chậm hoạc không phản ứng Ví dụ: Na + H2O ---- > NaOH + 1/2H2 Be + H2O --- > − Ở nhiệt ñộ cao, một số kim loại phản ứng với hơi nước Fe + H2O  → > C0570 FeO + H2↑ Fe + H2O  → < C0570 Fe3O4 + H2↑ 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... ) Ví dụ: Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu↓ Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Thư viện Tài liệu học Trang 3 α − Ngoài ra kim loại mạnh ( Al) còn ñẩy ñược kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại). Xảy ra ở to cao, toả nhiều nhiệt làm nóng chảy kim loại: Al + Fe2O3 → 0t Al2O3 + Fe 2Al + 3NiO → 0t Al2O3 + 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 Mn+ tồn tại một cân bằng: M+n + ne M0 - 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 : Fe2+/Fe, Cu2+/Cu, Al3+/Al. 2. Dãy ñiện hóa của kim loại: Tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần Dạng oh: K+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr2+Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg2 2+ Fe3+ Ag+ Pt2+ Au3+ Dạng khử: K Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Fe2+ 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 : Zn2+/Zn và Fe2+/Fe phản ứng: Zn + Fe2+ -----> Zn2+ + Fe0 Có 2 cặp oxh - kh: Zn2+/Zn và Cu2+/Cu phản ứng: Zn + Cu2+ -----> Zn2+ + Cu0 - Những kim loại ñứng trước H ñẩy ñược hiñro ra khỏi dung dịch axit. Ví dụ: Fe + H2SO4 ----> FeSO4 + H2↑ CÂU HỎI 1/ Tính chất vật lí chung của kim loại là gì? Do yếu tố nào quyết ñịnh ? 2/ Kim loại có tính chất hoá học ñặc trưng là gì? Nguyên nhân tạo nên tính chất này? 3/ Kim loại có thể phản ứng ñược với những chất nào? Mỗi chất viết pthh minh hoạ tính khử của kim loại 4/ Khi kim loại phản ứng với HCl , H2SO4 loãng có gì khác so với khi phản ứng với HNO3, H2SO4 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 Thư viện Tài liệu học Trang 4 Bài 20 : SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI I.:Khái niệm: Sự ăn mòn kim loại là Sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh. Sự ăn mòn có thể là quá trình hoá học hoặc quá trình ñiện hoá. Trong ñó kim loại bị oxi hoá thành ion dương M ---- > Mn+ + n.e II. Các dạng ăn mòn: 1. Ăn mòn hoá học: Ăn mòn hoá học là quá trình oxi hóa- khử, trong ñó các electron của Kim Loại chuyển trực tiếp ñến các chất trong môi trường. Ví dụ: 3Fe + 4H2O → 0t Fe3O4 + 4H2↑ Cu + Cl2 → 0t CuCl2 - 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 CO2, NO2, SO2,…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+, O2, CO2, NO2,…tạo thành môi trường ñiện li. Fe có lẫn C tiếp xúc với môi trường ñiện li tạo thành vô số pin ñiện hóa, trong ñó Fe là kim loại hoạt ñộng hơn là cực âm, C là cực dương. − Ở cực âm (Fe): Fe bị oxi hoá và bị ăn mòn. Fe – 2e -> Fe2+ Ion Fe2+ tan vào môi trường ñiện li, trên sắt dư e. Các e dư này chạy sang Cu (ñể giảm bớt sự chênh lệch ñiện tích âm giữa thanh sắt và ñồng). − Ở cực dương(C): Xảy ra quá trình khử ion H+ và O2 2H+ + 2e -> H2 O2 + H2O + 4e -> 4OH - Sau ñó xảy ra quá trình tạo thành gỉ sắt: Fe2+ + 2OH- -> Fe(OH)2 4Fe(OH)2 +O2 + 2H2O -> 4Fe(OH)3 2 H O−→ xFeO. yFe2O3. mH2O Bản chất của sự ăn mòn ñiện hóa: - Bản chất của ăn mòn ñiện hoá là một quá trình oxi hóa khử xảy ra trên bề mặt các ñiện cực. Ở cực âm xảy ra quá trình oxi hóa kim loại - Kim loại hoạt ñộng mạnh ñóng vai trò cực dương xảy ra quá trình oxi hóa ( nhường e ñể trở thành ion dương) - Kim loại kém hoạt ñộng hơn ( hoặc phi kim) ñóng vai trò cực âm. Xảy ra quá trình oxi hóa ( quá trình nhận e ) Các ñiều kiện cần và ñủ ñể xảy ra hiện tượng ăn mòn ñiện hóa: - Các ñiện cực phải khác chất nhau : có thể là cặp kim loại khác nhau, cặp kim loại - phi kim .Trong ñó kim loại có tính khử mạnh sẽ là cực âm. ⇒ kim loại nguyên chất khó bị ăn mòn. - Các ñiện cực phải tiếp xúc với nhau (trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn). - Các ñiện cực cùng tiếp xúc với một dung dịch ñiện li. Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Thư viện Tài liệu học Trang 5 Lưu ý: Quá trình ăn mòn ñiện hoá học thường kèm theo quá trình ăn mòn hoá học III. Chống ăn mòn kim loại: 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. Mn+ + ne -> M II. Các phương pháp ñiều chế Tuỳ thuộc vào tính khử của kim loại mà ta có những phương pháp sau: 1. Phương pháp nhiệt luyện (Dùng ñiều chế kim loại trung bình, yếu sau Al): Dùng các chất khử như CO, H2, C hoặc kim loại ñể khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt ñộ cao. Phương pháp này ñược sử dụng ñể sản xuất kim loại trong công nghiệp: CuO + H2 → 0t Cu + H2O Fe2O3 + 3CO → 0t 2Fe + 3CO2 2.. Phương pháp thủy luyện (ñiều chế kim loại yếu sau H): Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn ñể khử ion kim loại trong dung dịch muối. Ví dụ: − ðiều chế ñồng kim loại: Zn + Cu2+ -> Zn2+ + Cu − ðiều chế bạc kim loại: Fe + Ag+ -> Fe2+ + 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 Al2O3 Cực ( -) catot: Al3+ + 3e -
Al Cực (+) anot : 2O2-
O2 + 4e Pt: 2Al2O3 → 4Al + 3O2 b.ðiện phân dung dịch (ñiều chế kim loại trung bình, yếu): ðiện phân dung dịch muối của chúng ( có H2O ) Lưu ý: Thứ tự ñiện phân Cực ( + ) SO4 2-,NO3 - < H2O < Cl - Nếu H2O bị ñiện phân: 2H2O ---- > 4 H + + O2 + 4e Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Thư viện Tài liệu học Trang 6 Cực ( - ) Na<.. Al3+< H2O < Zn 2+, Fe2+…<… < Au3+ Nếu H2O bị ñiện phân: 2H2O + 2 e ---- > 2OH - + H2 VD: ðiện phân dd CuSO4 Ở anot ( - ) : Cu2+, H2O Cu 2+ + 2e ----- > Cu Ở catot ( +): SO4 2-, H2O 2H2O ----- > 4H + + O2 + 4e Pt: CuSO4 + H2O ------ > Cu + O2 + H2SO4 Bằng 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 CaCl2 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 AgNO3 Bài 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 (K), Rubiñi (Rb), Xesi (Cs) và Franxi (Fr) - Cấu hình electron nguyên tử: ns1 ( n là số thứ tự của lớp). II. Tính chất vật lí: -Các kim loại kiềm có màu trắng bạc và có ánh kim, dẫn ñiện dẫn nhiệt tốt, nhiệt ñộ nóng chảy và nhiệt ñộ sôi thấp, khối lượng phân tử nhỏ, ñộ cứng thấp. KL Kiềm có ts, tnc thấp, khối lượng riêng nhỏ ñộ cứng nhỏ .Nguyên nhân: cấu trúc mạng tinh thể lập phương tâm khối III. Tính chất hóa học: Các nguyên tử KLK có năng lượng ion hóa nhỏ, itư electron lớp ngoài cúng ( 1e) vì vậy kim loại kiềm có tính khử rất mạnh. Tính khử tăng từ Li
Cs M
Mn+ + ne Trong hợp chất các kim loại kiềm có số oxi hóa +1 ( trừ hợp chất hiñrua ) 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 + O2 nhiệt ñộ thường Na2O ( Natri oxit ) Na + O2 nhiệt ñộ cao Na2O2 ( Natri peoxit ) b/ Tác dụng với khí Clo: tạo muối clorua 2K + Cl2 2KCl 2/ Tác dụng với axit: KL Kiềm khử mạnh H+ của axit HCl và H2SO4 loãng thành khí H2 VD: Na + HCl
NaCl + H2 Phản ứng rất mãnh liệt. Tất cả KLK ñều gây nổ 3/ Tác dụng với nước: tạo dd bazo và giải phóng H2 KLK tác dụng dễ dàng với nước tạo bazo và giả phóng khí H2 ở nhiệt ñộ thường. Mức ñộ mãnh liệt của phản ứng tăng từ Li ñến Cs K + H2O ----- > KOH + ½ H2 => Do KLK rất dễ phản ứng với O2 và H2O nên ñể bảo quản KLK người ta ngâm vào dầu hỏa IV: Ứng dụng-trạng thái tự nhiên và ñiều chế: 1/ Ứng dụng: Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Thư viện Tài liệu học Trang 7 -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 tnc 70 oC 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
Mn+ + 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 ( tnc = 322 oC ), 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+ + OH— - Natri hiñroxit là bazo mạnh tác dụng với oxit axit, axit và muối: *Pt phân tử : NaOH + CO2
Na2CO3 + H2O Pt ion thu gọn OH- + CO2
CO3 2- + H2O *Pt phân tử HCl + NaOH
NaCl + H2O Pt ion thu gọn H+ + OH-
H2O *Pt phân tử CuSO4 + 2NaOH
Cu(OH)2 + Na2SO4 Pt ion thu gọn Cu2+ + 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: NaHCO3 1. Tính chất: - NaHCO3 là chất bột màu trắng, ít tan trong nước, dễ bị nhiệt phân tạo ra Na2CO3 và khí CO2 2NaHCO3 ----- > Na2CO3 + CO2 + H2O - NaHCO3 là hợp chất lường tính NaHCO3 + NaOH ------ > Na2CO3 + H2O NaHO3 + HCl ------ > NaCl + CO2 + H2O 2.Ứng dụng: Dùng trong CN dược phẩm và thực phẩm III. NATRI CACBONAT: Na2CO3 1.Tính chất: - Na2CO3 là chất rắn màu trắng, tan nhiều trong nước. ở nhiệt ñộ thường Na2CO3 tồn tại dạng muối ngậm nước Na2CO3.10H2O, nhiệt ñộ tăng lên mất dẫn nước thành muối kết tinh và nóng chảy ở 850oC - Na2CO3 là muối của axit yếu có tính chất chung của muối. Tan trong nước cho môi trường kiềm 2. Ứng dụng: Na2Co3 là chất quan trọng trong CN thủy tinh, phẩm nhuộm, giấy sợi IV: KALI NITRAT: KNO3 1.Tính chất: KNO3 là tinh thể không màu, bền trong kk, tan nhiều trong nước. Khi ñun ở nhiệt ñộ cao thì bị nhệt phân KNO3 ----- > KNO2 + O2 1. Ứng dụng: KNO3 dùng làm phân bón, và dùng chế tạo thuốc nổ Phản ứng cháy của thuốc súng: 2KNO3 + 3C + S
N2 + 3CO3 + K2S Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Thư viện Tài liệu học Trang 8 CÂU HỎI: 1/ Tại sao kim loại kiềm lại mềm và có tnc, ts thấp? 2/ Viết cấu hình tổng quát của kim loại kiềm. Dự ñoán 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 ñược với những ñơn chất và hợp chất nào ? 5/ ðể ñiều chế kim loại Kiềm ta dùng phương pháp nào? Viết cơ chế và pt ñiều chế Na từ NaCl 6/ Nêu tính chất hoá học của NaOH, viết pt chứng minh 7/ Nêu tính chất hoá học cảu NaHCO3. Viết pt chứng minh tính lưỡng tính cảu NaHCO3 8/ Viết pt nhiệt phân NaHCO3 và KNO3 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 (Mg), canxi (Ca), stronti (Sr), bari (Ba) và rañi (Ra) - Nguyên tử của các kim loại kiềm thổ ñều có cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns2 (n là số thứ tự của lớp). Be : [He] 2s2; Mg : [Ne] 3s2 ; Ca : [Ar] 4s2 ; Sr : [Kr] 5s2 ; Ba : [Xe] 6s2 II. Tính chất vật lí - Các kim loại kiềm thổ có màu trắng bạc, có thể dát mỏng. - tnc , ts 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→ M2+ + 2e. - Trong hợp chất, các kim loại kiềm thổ có số