Đề cương ôn tập học kì II môn hóa 12 Trung tâm GDNN-GDTX Ứng Hòa

PAGE \* MERGEFORMAT 22

TRUNG TÂM GDNN-GDTX ỨNG HÒA

TỔ GDTXĐỀ CƯƠNG ÔN TẬP HỌC KÌ II

MÔN HÓA HỌC NĂM HỌC 2018 - 2019

A. KIẾN THỨC TRỌNG TÂM

CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI

I. SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI

a) Sự ăn mòn kim loại

- Khái niệm chung: Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hay hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường.

- Bản chất của sự ăn mòn kim loại là sự oxi hóa kim loại thành ion kim loại:

M → Mn+ +ne

b) Phân loại: Ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa.

- Ăn mòn hóa học: Ăn mòn hóa học là quá trình oxi hoá – khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường.

- Đặc điểm:

+ Không phát sinh dòng điện.

+ Nhiệt độ càng cao thì tốc độ ăn mòn càng nhanh.

- Ăn mòn điện hóa: Ăn mòn điện hóa là quá trình oxi hóa –khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng điện.

+ Cơ chế

* Kim loại hoạt động mạnh hơn đóng vai trò là cực âm (anot). Ở đây xảy ra quá trình oxi hóa

M → Mn+ + ne

* Kim loại hoạt động yếu hơn hoặc phi kim đóng vai trò là cực dương (catot). Ở đây xảy ra quá trình khử:

2H+ + 2e → H2 hoặc O2 + 2H2O + 4e → 4OH-

* Dòng điện chuyển dời từ cực âm sang dương.

+ Điều kiện có ăn mòn điện hóa:

* Các điện cực phải khác nhau về bản chất.

* Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau.

* Các điện cực phải cùng tiếp xúc với dd chất điện li.

c) Cách chống ăn mòn kim loại:

- Nguyên tắc chung: Hạn chế hay triệt tiêu ảnh hưởng của môi trường đối với kim loại.

- Phương pháp:

* Phương pháp bảo vệ bề mặt: Dùng các chất bền với môi trường phủ lên bề mặt kim loại

* Dùng phương pháp điện hoá

Nguyên tắc: Gắn kim loại có tính khử mạnh với kim loại cần được bảo vệ (có tính khử yếu hơn).

II. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

- NGUYÊN TẮC: Khử ion kim loại thành nguyên tử: Mn+ + ne → M

- PHƯƠNG PHÁP:

+ Phương pháp nhiệt luyện: Dùng các chất khử như CO, H2, C, NH3, Al,… để khử các ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao.

VD: Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2

Phương pháp này dùng để điều chế các kim loại có độ hoạt động trung bình (sau Al)

+ Phương pháp thủy luyện: Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại trong dung dịch muối. VD: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Phương pháp này dùng để điều chế các kim loại hoạt động yếu (sau H)

+ Phương pháp điện phân:

* Điện phân hợp chất nóng chảy: Dùng dòng điện để khử ion kim loại trong hợp chất nóng chảy (oxit, hidroxit, muối halogen)

Vd 1: 2Al2O3 4Al + 3O2

Vd 2: 4NaOH 4Na + O2 + 2H2O

Phương pháp này dùng để điều chế kim loại có độ hoạt động mạnh (từ đầu đến Al)

* Điện phân dung dịch: Dùng dòng điện để khử ion trong dung dịch muối.

Vd1: CuCl2 Cu + Cl2 

Vd2: CuSO4 + H2O Cu + 1/2O2+ H2SO4

Phương pháp này dùng điều chế các kim loại trung bình, yếu (sau Al).

* Tính lượng chất thu được ở các điện cực: m = A.I.t/(n.F)

m: Khối lượng chất thoát ra ở điện cực (gam)

A: Khối lượng mol của chất đó

n: Số electron trao đổi.

Ví dụ: Cu2+ + 2e → Cu, thì n = 2 và A = 64

2OH- → O2 (+ 2H+ + 4e, thì n = 4 và A = 32.

t: Thời gian điện phân (giây, s)

I: Cường độ dòng điện (ampe, A)

F: Số Faraday (F = 96500).

CHƯƠNG 6: KIM LOẠI KIỀM - KIM LOẠI KIỀM THỔ - NHÔM

I. KIM LOẠI KIỀM (KLK)

1. Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu tạo nguyên tử:

- Kim loại kiềm thuộc nhóm IA gồm Li, Na, K, Rb, Cs. Đứng đầu mỗi chu kì (trừ chu kì 1).

- Cấu hình e ngoài cùng tổng quát: ns1 (Có 1e lớp ngoài cùng, số oxihóa +1 trong hợp chất, hóa tị i trong các hợp chất)

2. Tính chất vật lí:

- Màu trắng bạc, mềm, mềm nhất là Cs.

3. Tính chất hóa học:

Kim loại kiềm có tính khử mạnh (dễ bị oxihóa) (nhường 1e). tính khử tăng dần từ Li đến Cs

M → M++ e

- Tác dụng với phi kim:

2M + Cl2 → 2MCl

VD: 2Na + Cl2 → 2NaCl

* Đặc biệt Na + O2 (khô) ( Na2O2 (natri peoxit)

- Tác dụng với axit: Với axít HCl, H2SO4 loãng

2M + 2HCl → 2MCl + H2

- Tác dụng với nước: 2M + 2H2O → 2MOH + H2

*Lưu ý:

+ Để bảo quản các KL kiềm ta phải ngâm chìm trong dầu hỏa.

+ Tác dụng với dung dịch muối:

VD: Na + d2 CuSO4 (hiện tượng: sủi bọt khí và kết tủa màu xanh.)

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2sủi bọt

2NaOH + CuSO4→ Na2SO4 + Cu(OH)2↓xanh

4. Ứng dụng của kim loại kiềm

- Hợp kim Na, K dùng làm chất trao đổi nhiệt trong lò phản ứng hạt nhân

- Cs dùng để chế tạo tế bào quang điện

5. Điều chế kim loại kiềm

* Nguyên tắc:

- Khử ion kim loại kiềm trong hợp chất: M+ + 1e → M

* Phương pháp: đpnc muối halogenua hoặc hiđroxit

MCl 2M + Cl2;

4MOH 4M + O2↑ + 2H2O

II. KIM LOẠI KIỀM THỔ (KLKT):

1. Vị trí và cấu tạo:

- Thuộc nhóm IIA gồm: Be, Mg, Ca, Sr, Ba.

- Là nguyên tố s có cấu hình e ngoài cùng tổng quát là ns2.

M→ M 2+ + 2e

2. Tính chất vật lí:

- tonc và tos tương đối thấp

- Kim loại thuộc nhóm IIA có độ cứng cao hơn KLK nhưng mềm hơn nhôm và những kim loại nhẹ.

3. Tính chất hoá học:

KLKT có tính khử mạnh, nhưng yếu hơn KLK. Tính khử tăng dần từ Be → Ba.

M → M+2 + 2e

- Tác dụng với phi kim:

VD: 2Mg + O2 → 2MgO. TQ: 2M + O2 → 2MO

VD: Ca + Cl2 → CaCl2. TQ: M + Cl2 → MCl2

- Tác dụng với axit:

VD: Ca + 2HCl → CaCl2 + H2 TQ: M + 2HCl → MCl2 + H2

- Tác dụng với nước:

+ Be không phản ứng (Be không tan trong nước)

+ Mg: phản ứng chậm ở nhiệt độ thường.

Mg + H2O → MgO + H2 (Mg không tan trong nước)

+ Ca, Sr, Ba phản ứng ở nhiệt độ thường. (Ca, Sr, Ba tan trong nước)

VD: Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

4. Ứng dụng và điều chế:

- Kim loại Be tạo ra những hợp kim bền, có tính đàn hồi cao. Mg tạo ra hợp kim nhẹ,bền.

- Đpnc muối halogenua.

Vd: MgCl2 Mg + Cl2

TQ: MX2 M + X2

III. HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ:

1. Canxi oxit: CaO (còn gọi là vôi sống)

- Là chất rắn màu trắng, tan trong nước.

- Là oxit bazơ: H2O + CaO → Ca(OH)2

CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O

CO2 + CaO → CaCO3

- Điều chế từ đá vôi (CaCO3). CaCO3 → CaO + CO2

2. Canxi hidroxit: (còn gọi là vôi tôi):

- Là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước

- Dung dịch Ca(OH)2 (nước vôi trong) là một bazơ mạnh.

Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-

- Dung dịch Ca(OH)2 có những tính chất của một dung dịch kiềm.

VD: Ca(OH)2 + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + 2 H2O

Ca(OH)2 + CuSO4 → CaSO4 + Cu(OH)2↓

3. Canxicacbonat: (còn gọi là đá vôi):

- Là chất rắn màu trắng không tan trong nước.

- Là muối của axit yếu nên phản ứng với những axit mạnh hơn.

VD: CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2 

CaCO3 + 2CH3COOH → (CH3COO)2Ca + H2O + CO2 ( (1)

- Phản ứng với CO2 và H2O: CaCO3 +CO2 +H2O Ca(HCO3)2 (2)

Phản ứng (1) giải thích sự xâm thực đá vôi và tạo thạch nhũ trong các hang động.

Phản ứng (2) giải thích sự tạo cặn trong ấm đun nước.

4. Canxi sunfat: CaSO4

- Là chất rắn, màu trắng, ít tan trong nước.

- Tuỳ theo lượng nước kết tinh mà ta có 3 loại:

- CaSO4.2H2O: thạch cao sống

- CaSO4. H2O (hoặc CaSO4.0,5H2O): thạch cao nung

- CaSO4: thạch cao khan.

5. Nước cứng:

- Khái niệm: + Nước có chứa nhiều ion Ca2+, Mg2+ gọi là nước cứng.

VD: Nước sông, suối, ao, hồ, giếng,…

+ Nước có chứa ít hoặc không chứa các ion trên gọi là nước mềm.

VD; Nước mưa, nước cất.

- Phân loại nước cứng:

+ Nước cứng tạm thời: là nước cứng có chứa anion HCO3-.

Ví dụ: Nước có chứa muối Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2.

+ Nước cứng vĩnh cữu: là nước cứng có chứa các ion Cl-, SO42- hoặc cả 2.

Ví dụ: Nước có chứa muối CaCl2, CaSO4,...

+ Nước cứng toàn phần: Là nước cứng chứa cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu.

- Cách làm mềm nước cứng:

* Nguyên tắc: làm giảm nồng độ ion Ca2+, Mg2+ trong nước cứng bằng cách chuyển 2 ion tự do này vào hợp chất không tan hoặc thay thế chúng bằng những cation khác.

(có 2 phương pháp:

+ Phương pháp kết tủa:

a) Đối với nước cứng tạm thời:

- Đun sôi trước khi dùng: M(HCO3)2 MCO3 ↓ + CO2↑ + H2O

lọc bỏ kết tủa được nước mềm.

- Dùng nước vôi trong vừa đủ:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 CaCO3↓+ 2H2O

Mg(HCO3)2 +2Ca(OH)2 2CaCO3↓+ Mg(OH)2↓+ 2H2O

Hay Mg2+ +Na2CO3 + Ca(OH)2 CaCO3↓+ Mg(OH)2↓+ 2Na+

b) Đối với nước cứng vĩnh cữu và toàn phần: dùng các dung dịch Na2CO3, Na3PO4 để làm mềm M2+ + CO32- → MCO3 ↓.

3M2+ + 2PO43- → M3(PO4)2 ↓

+ Phương pháp trao đổi ion: cho nước cứng đi qua chất trao đổi ion (ionit), chất này hấp thụ Ca2+, Mg2+, giải phóng Na+, H+ → nước mềm.

IV. NHÔM

1. Vị trí và cấu tạo: Nhôm ở ô thứ 13, chu kì 3, nhóm IIIA

Cấu hình electron. : 1s22s22p63s23p1

- Trong hợp chất nhôm có số oxi hoá +3. (ví dụ: Al2O3, AlCl3...)

Tính chất vật lí của nhôm: Màu trắng bạc, mềm, nhẹ

Tính chất hoá học:

Al là kim loại có tính khử mạnh. (yếu hơn KLK, KLK thổ)

a) Tác dụng với phi kim: tác dụng trực tiếp và mãnh liệt với nhiều phi kim.

Ví dụ: 4Al + 3O2 → 2Al2O3;

2 Al + 3Cl2 → 2AlCl3

b) Tác dụng với axit:

- Với các dung dịch axit HCl, H2SO4 loãng:

Ví dụ: 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2;

2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2

Pt ion: 2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2

- Với dung dịch HNO3, H2SO4 đặc:

+ Al không phản ứng với HNO3 đặc nguội, H2SO4 đặc nguội.

+ Với các axit HNO3 đặc nóng, HNO3 loãng, H2SO4 đặc nóng: Al khử được và xuống những mức oxi hoá thấp hơn.

Al + 6HNO3 đ Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

c) Tác dụng với H2O:

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3+ 3H2

(Do có lớp màng oxit không tan bảo vệ nên coi như Nhôm không tan trong nước)

d) Tác dụng với oxit kim loại: (phản ứng nhiệt nhôm)

Ở nhiệt độ cao, Al khử được nhiều ion kim loại kém hoạt động hơn trong oxit (FeO, CuO,...) thành kim loại tự do.

Ví dụ: Fe2O3 + 2Al Al2O3 + 2Fe

e) Tác dụng với dd kiềm: nhôm tác dụng với dung dịch bazơ mạnh: NaOH, KOH, Ca(OH)2....

VD: 2Al +2NaOH +6H2O → 2Na[Al(OH)4] +3H2 (Nhôm tan trong dung dịch kiềm)

natri aluminat

* Chú ý: Al + HCl hoặc H2SO4 loãng hoặc ddNaOH: Al → H2.

Sản xuất:

* Nguyên liệu: Quặng boxit.

* pp: điện phân nóng chảy

Al2O3 2Al + 3/2 O2.

V. HỢP CHẤT CỦA NHÔM:

1. Nhôm oxit: Al2O3

- Là chất rắn màu trắng, không tan trong nước.

* Tính chất hoá học:

- Al2O3 là oxit lưỡng tính:

+ Tác dụng với axit mạnh: HCl, HNO3,…

Ví dụ: Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

+ Tác dụng với các dung dịch bazơ mạnh: NaOH, KOH....

VD: Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

2. Nhôm hidroxit: Al(OH)3.

to

a) Kém bền với nhiệt:

2Al(OH)3 Al2O3 + 3 H2O

b) Là hidroxit lưỡng tính

- Tác dụng với axit mạnh: HCl, HNO3,…

VD: 3HCl + Al(OH)3 → AlCl3 + 3H2O

- Tác dụng với các dung dịch bazơ mạnh:

VD: Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O

3. Nhôm sunfat: Al2(SO4)3.

- Quan trọng là phèn chua:

Công thức hoá học: K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay KAl(SO4)2.12H2O

- dd Al2(SO4)3 có pH< 7, môi trường axit.

CHƯƠNG 7: SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI KHÁC

I. Sắt (Fe):

1. Vị trí và cấu tạo Fe.

- Fe có số hiệu nguyên tử 26, Chu kì 4, Nhóm VIIIB.

- Cấu hình e: [Ar] 3d64s2 hay 1s22s22p63s23p63d64s2 +.

- Trong hợp chất, sắt có số oxi hoá là +2, +3. Vd: FeO, Fe2O3

2. Tính chất vật lí.

- Là kim loại màu trắng hơi xám, dễ rèn. Sắt có tính nhiễm từ nên được dùng làm lõi của động cơ điện.

3. Tính chất hoá học.

- Sắt là một kim loại có tính khử trung bình.

- Fe có thể bị oxi hoá thành Fe+2 hoặc Fe+3 tuỳ thuộc vào chất oxi hoá tác dụng với Fe.

a. Tác dụng với phi kim.

- Tác dụng với O2: Sắt cháy sáng trong không khí:

3Fe + 2O2 → Fe3O4

- Fe tác dụng với phi kim khác

2Fe + 3Cl2 2FeCl3

Fe + S FeS

b.Tác dụng với axit.

* Với axit HCl, H2SO4 loãng: Fe0 bị oxi hóa lên Fe+2

Fe + 2HCl FeCl2 + H2

Fe + H2SO4 FeSO4 + H2 

* Với HNO3,H2SO4 đặc:

- HNO3 và H2SO4 đặc nguội làm cho Fe bị thụ động (không tác dụng tương tự Al và Cr).

- HNO3 loãng oxi hoá Fe0 lên Fe+3.

- HNO3 và H2SO4 đặc nóng đều oxi hoá Fe0 lên Fe+3.

Ví dụ: Fe + 4HNO3 Fe(NO3)3 + NO+ 2H2O

2Fe + 6H2SO4 đ, nóng Fe2(SO4)3 + 3SO2 (+ 6H2O

c. Tác dụng với muối:

Ví dụ: Fe + CuCl2 FeCl2 + Cu

4. Trạng thái tự nhiên – phương pháp điều chế và ứng dụng.

a. Trạng thái tự nhiên.

- Là kim loại phổ biến nhất sau Al. Tồn tại chủ yếu ở dạng hợp chất.

- Những quặng quan trọng nhất của Fe là:

+ Manhetit. Fe3O4 (Oxit sắt từ)

+ Hematit đỏ Fe2O3

+ Hematit nâu Fe2O3.nH2O.

+ Xiđerit FeCO3.

+ Khoáng vật pirit FeS2.

b. Điều chế.

3H2 + Fe2O3 2Fe + 3H2O

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 3Fe

II. Hợp chất sắt (II): gồm muối, hiđroxit, oxit của Fe2+.

Vd: FeO, Fe(OH)2, FeCl2

Tính chất hoá học chung của hợp chất sắt (II):

* Tính chất hoá học đặc trưng của hợp chất sắt (II) là tính khử. :

Fe2+ Fe3+ + 1e

Ví dụ 1: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4 Fe (OH)3

khử oxh

Ví dụ 2: 2FeCl2 + Cl2 2FeCl3

* Oxit và hidroxit sắt(II) có tính bazơ:

Ví dụ 1: Fe(OH)2 + 2HCl FeCl2 + 2H2O

Ví dụ 2: FeO + 2HCl FeCl2 + H2O

2. Điều chế một số hợp chất sắt (II):

+ Fe(OH)2: Dùng phản ứng trao đổi ion giữa dd muối sắt (II) với dung dịch bazơ.

Ví dụ: FeCl2 + 2 NaOH Fe(OH)2 + 2 NaCl

Fe2+ + 2 OH- Fe(OH)2

+ FeO:

*Phân huỷ Fe(OH)2 ở nhiệt độ cao trong môi trường không có không khí.

Fe(OH)2 FeO + H2O

*Hoặc khử oxit sắt ở nhiệt độ cao.

Fe2O3 + CO 2 FeO + CO2

+ Muối sắt (II): Cho Fe hoặc FeO, Fe(OH)2 tác dụng với các dung dịch HCl, H2SO4 loãng.

III. Hợp chất sắt (III):

Tính chất hoá học của hợp chất sắt (III):

- Hợp chất sắt (III) có tính oxi hoá: 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: Fe3+ + 1e Fe2+

Fe3+ + 3e Fe

* Tính chất chung của hợp chất sắt (III) là tính oxi hoá.

Ví dụ 1:

Fe2O3 + 2Al Al2O3 +2 Fe

Oxi hóa khử

Ví dụ 2:

2 FeCl3 + Fe → 3FeCl2

Ví dụ 3:

Cu + 2FeCl3 → CuCl2 + 2FeCl2

2. Điều chế một số hợp chất sắt (III):

a. Fe(OH)3: Chất rắn, màu nâu đỏ.

- Điều chế: phản ứng trao đổi ion giữa dung dịch muối sắt (III) với dung dịch kiềm.

Ví dụ:Fe(NO3)3 + 3NaOH→ Fe(OH)3 + 3NaNO3

Pt ion: Fe3+ + 3 OH- → Fe(OH)3

b. Sắt (III) oxit: Fe2O3. Phân huỷ Fe(OH)3 ở nhiệt độ cao.

2 Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O.

c. Muối sắt (III): Điều chế bằng phản ứng giữa Fe2O3, Fe(OH)3 với dung dịch axit.

Ví dụ: Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O.

Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O.

IV. HỢP KIM CỦA SẮT

1. Gang:

a. Khái niệm:

- Gang là hợp kim của sắt – cacbon và một số nguyên tố khác, trong đó % hàm lượng cacbon từ 2% – 5%

b. Phân loại: Có 2 loại gang: gang trắng và gang xám.

c. Sản xuất gang:

- Nguyên liệu : quặng sắt hematit đỏ, than cốc và chất chảy (CaCO3, SiO2)

- Nguyên tắc luyện gang : dùng chất khử CO để khử các oxit sắt thành sắt

2. Thép:

a. Khái niệm: Thép là hợp kim của sắt với cacbon và một lượng rất ít nguyên tố Si, Mn... Hàm lượng cacbon trong thép chiếm 0,01 – 2%.

b. Phân loại: Có 2 loại thép:

- Thép thường hay thép cacbon chứa ít cacbon, silic, mangan và rất ít S,P.

- Thép đặc biệt là thép có chứa thêm các nguyên tố khác như Si, Mn, Ni, W, Vd …

c. Sản xuất thép:

- Nguyên tắc để sản xuất thép là loại bớt tạp chất có trong gang

- Nguyên liệu để sản xuất thép là:

* Gang trắng hoặc gang xám, sắt thép phế liệu.

* Chất chảy là CaO

* Chất oxihoá là oxi nguyên chất hoặc không khí giàu oxi.

* Nhiên liệu là dầu mazút, khí đốt hoặc dùng năng lượng điện.

V. CROM VÀ HỢP CHẤT CỦA CROM:

Crom:

a. Vị trí của crôm trong BTH: Crôm là kim loại chuyển tiếp, vị trí: STT: 24, Chu kì: 4, Nhóm: VIB

b. Cấu tạo của crôm: 1s22s22p63s23p63d54s1

-Trong hợp chất, crôm có số oxi hoá biến đổi từ +1 đến +6. Số oxi hoá phổ biến là +2,+3,+6. (crôm có e hoá trị nằm ở phân lớp 3d và 4s).

c. Tính chất vật lí:

- Crôm có màu trắng bạc, rất cứng (độ cứng thua kim cương)

- Khó nóng chảy, là kimloại nặng, d = 7,2 g/cm3.

d, Tính chất hoá học:

* Tác dụng với phi kim:

4Cr + 3 O2 2 Cr2O3

2Cr + 3Cl2 2 CrCl3

Ở nhiệt độ thường trong không khí, kim loại crôm tạo ra màng mỏng crôm (III) oxit có cấu tạo mịn, bền vững bảo vệ. Ở nhiệt độ cao khử được nhiều phi kim.

*Tác dụng với nước: không tác dụng với nước do có màng oxit bảo vệ. ( giống Al)

*Tác dụng với axit:

Với dung dịch axit HCl, H2SO4 loãng nóng, màng axit bị phá huỷ Cr khử được H+ trong dung dịch axit. Vd: Cr + 2HCl CrCl2 + H2

Cr + H2SO4 CrSO4 + H2

Cr + 2H+ Cr2+ + H2

Chú ý: Crôm thụ động trong axit H2SO4 và HNO3 đặc,nguội.

VI. HỢP CHẤT CỦA CROM

1. Hợp chất crôm (III)

a. Crôm (III) oxit: Cr2O3 (màu lục thẫm). Cr2O3 là oxit lưỡng tính, tan trong axit và kiềm đặc.

Vd: Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O. (1)

Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2+ H2O. (2)

b. Crôm (III) hidroxit: Cr(OH)3 là chất rắn màu lục xám.

- Cr(OH)3 là hidroxit lưỡng tính:

Vd: Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2+ 2H2O. (1)

Natri crômit

Cr(OH)3 + 3HCl CrCl3 + 3H2O. (2)

c. Muối crôm (III): vừa có tính khử vừa có tính oxi hoá.

- Trong môi trường axit Cr+3 có tính oxi hóa

2Cr3+ + Zn → 2Cr2+ + Zn2+

- Trong môi trường kiềm Cr+3 có tính khử: khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh Cr+3 bị oxi hóa thành CrO42-

2Cr3+ + 3Br2 + 16 OH- → 2CrO42- + 6Br- + 8H2O

- Muối quan trọng là phèn crom-kali: KCr(SO4)2.12H2O có màu xanh tím, dùng trong thuộc da, chất cầm màu trong nhộm vải.

2. Hợp chất Crôm (VI):

a. Crôm (VI) oxit: CrO3

- Là chất rắn màu đỏ thẫm.

- CrO3 là chất oxi hoá rất mạnh. một số hợp chất vô cơ và hữu cơ bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3.

VD: 2CrO3 + 2 NH3 Cr2O3 +N2+3 H2O

- CrO3 là một oxit axit, tác dụng với H2O tạo ra hỗn hợp 2 axit.

CrO3 + H2O ( H2CrO4: axit crômic

2 CrO3 + H2O ( H2Cr2O7: axit đicrômic

b. Muối cromat và đicromat:

- Là những hợp chất bền

- Muối cromat: Na2CrO4,...là những hợp chất có màu vàng của ion CrO42-.

- Muối đicromat: K2Cr2O7... là muối có màu da cam của ion Cr2O72-.

- Giữa ion CrO42- và ion Cr2O72- có sự chuyển hoá lẫn nhau theo cân bằng.

Cr2O72- + H2O  2 CrO42- + 2H+

(da cam) (vàng)

* Tính chất hóa học của muối cromat và đicromat: tính oxi hoá mạnh. đặc biệt trong MT axit.

Vd: K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3I2 + 7H2O

CHƯƠNG 8: PHÂN BIỆT MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ

I. PHÂN BIỆT MỘT SỐ ION TRONG DUNG DỊCH

Nguyên tắc: Người ta thêm vào dung dịch một thuốc thử tạo với ion đó một sản phẩm đặc trưng như: một chất kết tủa, một hợp chất có màu hoặc một chất khí khó tan sủi bọt, bay khỏi dung dịch.

BẢNG 1: NHẬN BIẾT ION DƯƠNG (CATION)

CATIONThuốc thửHiện tượngGiải thíchNa+Đốt cháy hợp chất trên ngọn lửa vô sắcNgọn lửa màu vàng tươiK+Ngọn lửa màu tím hồng

Dung dịch kiềm (OH-)Có khí mùi khai thoát ra làm xanh quì tím + OH- →NH3 + H2O.

Ba2+dd H2SO4 loãng

Tạo kết tủa trắng không tan trong thuốc thử dư.Ba2+ + SO42- → BaSO4

Al3+

Cr3+

Dung dịch kiềm (OH-)

tạo kết tủa sau đó kết tan trong kiềm dư

Al3+ + 3 OH- → Al(OH)3 trắng

Al(OH)3+ OH-→[Al(OH)4]- trong suốt

Cr3+ + 3 OH- → Cr(OH)3 xanh

Cr(OH)3 + OH- →[Cr(OH)4]- xanh

Fe3+dung dịch kiềm (OH-) hoặc

SCN-tạo kết tủa màu nâu đỏ

hoặc

Màu đỏ máu

tạo kết tủa màu nâu đỏ

hoặc

Fe3+ + 3SCN- → Fe(SCN)3

Fe2+dung dịch kiềm(OH-)tạo kết tủa trắng xanh, kết tủa chuyễn sang màu nâu đỏ khi tiếp xúc với không khí Fe2+ + 2OH- Fe(OH)2 trắng

4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 → 4Fe(OH)3

nâu đỏCu2+dd NH3↓xanh, tan trong dd NH3 dưCu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2 BẢNG 2: NHẬN BIẾT ION ÂM (ANION)

ANIONThuốc thửHiện tượngGiải Thích

NO3-

KL Cu, H2SO4 loangtạo dd màu xanh, có khí không màu (NO) dễ hóa nâu trong không khí 3Cu + 8H++2NO3- → 3Cu2++ 2NO+ 4H2O

2NO + O2 → 2NO2 màu nâu đỏSO42-dd BaCl2 trong môi trường axit loãng dư tạo kết tủa trắng không tan trong axit Ba2+ + SO42- → BaSO4 trắngCl-dd AgCl trong môi trường HNO3 loãng dư tạo kết tủa trắng không tan trong axit Ag+ + Cl- →AgCl trắngCO32-Dung dịch axit và nước vôi trong tạo ra khí làm đục nước vô