So sánh tính cứng của al và fe năm 2024

Moon.vn

CÔNG TY CỔ PHẦN CÔNG NGHỆ GIÁO DỤC TRỰC TUYẾN ALADANH Tầng 3 No - 25 Tân Lập, Phường Quỳnh Lôi, Quận Hai Bà Trưng, Thành phố Hà Nội, Việt Nam Mã số thuế: 0103326250. Giấy phép thiết lập mạng xã hội số: 304360/GP-BTTT Bộ thông tin và Truyền thông cấp ngày 26/7/2017 Chịu trách nhiệm nội dung: Đồng Hữu Thành.

Chính sách quyền riêng tư

III– TÍNH CHẤT VẬT LÝ: 1. Tính chất vật lí chung: * Tính dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt, ánh kim. * Nguyên nhân : là do các electron tự do gây ra

1. Tính chất vật lí riêng : khối lương riêng, nhiệt độ nóng chảy, tính cứng. Nguyên nhân: do độ bền liên kết KL, ntử khối, kiểu mạng tinh thể ( không do các e tự do) Dẫn điện tốt nhất

Ag

Dẻo nhất Nóng chảy cao nhất

Nóng chảy thấp nhất

Mềm nhất Cứng nhất Nhẹ nhất

Ag>Cu>Au>Al>Fe Au (vàng) W(vonfam) Hg(Lỏng) Cs(xesi) Cr(crom) Li(liti)

IV- TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG:

Có tính khử (dễ bị oxi hoá) dễ nhường electron trở thành ion dương: M → Mn+ + ne

1. Tác dụng với phi kim: Cl 2 , O 2 , S , N 2 , P ...

2Al + 3O 2 2Al 2 O 3

0 0 t 0 +3 -

• K Ba Ca Na Mg Đốt cháy sáng
• Tác dụng với dung dịch axit a. Dung dịch HCl, H 2 SO 4 loãng ; M + nH+  Mn+ + n/2 H 2 (Chỉ Kim Loại đứng trước H) b. Dung dịch HNO 3 , H 2 SO 4 đặc: Hầu hết các kim loại phản ứng (Trừ Au và Pt )
• Al , Fe và Cr không phản ứng( bị thụ động hoá) trong H 2 SO 4 đặc, nguội và HNO 3 đặc, nguội Pt tổng quát:
• Kim loại + HNO 3  Muối ( hoá trị cao ) + Sản phẩn khử( NO 2 ., N2, N 2 O, NO, NH 4 NO 3 ). + H 2 O
• Với HNO 3 đặc: thường giải phóng khí NO 2 ( màu nâu đỏ ) Cu + 4HNO 3 đặc  Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
• Với HNO 3 loãng: thường sinh ra khí NO ( không màu hoá nâu trong không khí ) Tuy nhiện tuỳ theo điều kiện đề bài có thể là: N2, N 2 O, NO, NH 4 NO 3. Ví dụ: 3Cu + 8HNO 3 loãng  3Cu(NO 3 ) 2 + NO + 4H 2 O
• Kim loại + H 2 SO 4 đặc  muối ( hoá trị cao ) + Sản phẩn khử (H 2 S, S, SO 2 ) + H 2 O Ví dụ: Cu + 2H 2 SO4 đ  CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O ☼ Lưu ý: Kim loại phản ứng với H 2 SO 4 đặc, nóng không sinh khí H 2
• Tác dụng với nước
• Các kim loại có tính khử mạnh: kim loại nhóm IA và IIA (trừ Be, Mg) khử H 2 O dễ dàng ở nhiệt độ thường.
• Các kim loại khác pứ với nước ở nhiệt độ cao hoặc không pứ.
• Một số kim loại tác dụng với nước trong môi trường bazo: Al, Zn... 2Al + 2NaOH + 2H 2 O  2NaAlO 2 + 3H 2
• Tác dụng với dung dịch muối:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

0 0 t 0 + 3 - 1 Fe +

0 0 t 0 +2 - S FeS

2Na + 2H 2 O

0 + 1 + 1 0 2NaOH + H 2

• Từ Mg trở đi kim loại mạnh hơn có thể khử được ion của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim

loại tự do.

• Kim loại không pứ với trong nước. VD: Na + CuSO 4 2Na + 2H 2 O  2NaOH + H 2 (sủi bọt khí) ; 2NaOH + CuSO 4  Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 Tổng cộng: 2Na + 2H 2 O + CuSO 4  Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 + H 2 V– DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI:
• Dãy điện hóa của kim loại: Từ trái sang phải, Tính khử của kim loại giảm, tính oxi hóa của ion kim loại tăng

Li+ K+ Ba2+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ 2H+ Cu2+ Fe3+ Hg 22  Ag+ Pt2+ Au3+

Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H 2 Cu Fe2+ Hg Ag Pt Au

Tác dụng với H 2 O→ H 2

Tác dụng với axit (HCl, H 2 SO 4 loãng) → muối + H 2 Fe + 2FeCl 3  3FeCl 2 Cu + 2FeCl 3  2FeCl 2 + CuCl 2 Fe + Fe 2 (SO 4 ) 3  3FeSO 4 Cu + Fe 2 (SO 4 ) 3  2FeSO 4 + CuSO 4 Fe + 2Fe (NO 3 ) 3  3 Fe(NO 3 ) 2 Cu + 2Fe (NO 3 ) 3 2Fe(NO 3 ) 2 +Cu(NO 3 ) 2. Fe + FeCl 2  phản ứng không xảy ra Cu + FeCl 2  p/ứng không xảy ra Fe + FeSO 4  phản ứng không xảy ra Cu + FeSO 4  p/ứng không xảy ra Fe + Fe(NO 3 ) 2  phản ứng không xảy ra Cu + Fe(NO 3 ) 2  p/ứng không xảy ra

VI- SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI.

1. KHÁI NIỆM: Sự ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng các chất trong môi trường xung quanh. Hậu quả: kim loại bị oxi hóa thành ion dương. M → Mn+ + ne
2. PHÂN LOẠI: Dựa vào cơ chế và môi trường, chia làm 2 loại ăn mòn:  Ăn mòn hóa học ,  Ăn mòn điện hóa học. a. Ăn mòn hóa học: là quá trình oxi hóa – khử, trong đó các electron của kim loai được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường. Thí dụ: các bộ phận thiết bị lò đốt, hoặc thiết bị thường xuyên tiếp xúc với hơi nước, oxi 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4 3Fe + 4H 2 O Fe 3 O 4 + H 2 Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2.
   • Đặc điểm: không phát sinh dòng điện, nhiệt độ càng cao tốc độ ăn mòn càng nhanh. b. Ăn mòn điện hóa học a. Khái niệm: Ăn mòn điện hóa học 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 electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương. b. Thí nghiệm:  nhúng 2 lá kim loại Zn và Cu vào cốc dung dịch H 2 SO 4 loãng.  Hiện tượng: Zn bị hòa tan và bọt khí H 2 thoát ra trên bề mặt Zn do kẽm bị ăn mòn hóa học: Zn + 2H+ → Zn2+ + H 2  Nối 2 lá kim loại bằng môt dây dẫn mắc nối tiếp với 1 điện kế.  Hiện tượng: kim điện kế lệch, bọt khí H 2 thoát ra ở lá đồng Và lá kẽm bị ăn mòn nhanh hơn.: Cực âm : (Zn) anot: Zn → Zn2+ + 2e Các electron di chuyển từ Zn sang Cu qua dây dẵn tạo dòng điện 1 chiều →kim điện kế lệch

Fe +

0 + 2 + 2 0 CuSO 4 FeSO 4 + Cu

Không td với HNO 3 và H 2 SO 4 đặc nóng

to to to<570oC

1. Hợp kim:
2. Vàng tây: Au-Ag-Cu + Sắt tây: Fe-Sn + Đồng bạch: Cu-Ni
3. Vàng 9 cara: Au-Cu + Tôn: Fe - Zn + Đồng thanh: Cu-Sn
4. electron: hợp kim của Al + Gang, thép : Fe - C + Đồng thau: Cu-Zn

CHƯƠNG 6: KIM LOẠI KIỀM – KIM LOẠI KIỀM THỔ

A. KIM LOẠI KIỀM (NHÓM IA)

1. Cấu tạo nguyên tử Nguyên tố Li(Z=3) Na(Z=11) K(Z=19) Rb(Z=37) Cs(Z=55) Cấu hình electron (He) 2s 1 (Ne) 3 s 1 (Ar) 4 s 1 (Kr) 5 s 1 s1 (Xe) 6 s 1 Đặc điểm e lớp ngoài cùng: ns 1 Có 1 e hoá trị ở lớp ngoài cùng.
2. Tính chất vật lý và Ứng dụng
3. Tính chất vật lý  Là những kim loại mềm, nhẹ, trắng như bạc.  Dễ tạo hợp kim với Hg gọi là hỗn hống.  Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp, giảm từ Li  Cs  Đơn chất và hợp chất khi cháy cho ngọn lửa đặc trưng: Li đỏ tía ; Na vàng; K tím; Rb đỏ huyết. - Kiểu mạng tinh thể Lập phương tâm khối
4. Ứng dụng  Kim lọai xesi dùng chế tạo tế bào quang điện.  Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp dùng trong thiết bị báo cháy,...  Các kim lọai Na và K dùng làm chất trao đổi nhiệt trong 1 vài lọai lò phản ứng hạt nhân.  Điều chế 1 số kim lọai hiếm bằng phương pháp nhiệt luyện.  Dùng nhiều trong tổng hợp hữu cơ.
5. Tính chất hóa học của kim loại kiềm: Kim loại kiềm là chất khử mạnh nhất trong số các kim loại. Nguyên tử kim loại dễ nhường một electron hóa trị M  M+ + 1e a. Tác dụng với phi kim:  Li, Na, K. ở nhiệt độ thường, tạo thành lớp oxi trên bề mặt. Khi đốt nóng thì cháy mãnh liệt, tạo thành oxit (Na 2 O, K 2 O, Li 2 O), nếu dư oxi sẽ tạo thành peoxit M 2 O 2 (Li 2 O 2 , Na 2 O 2 , K 2 O 2 ). Những peoxit này là chất rắn, tan trong nước tạo thành nước oxi già H 2 O 2.

4 Na + O 2 ¾ ¾® 2 Na O 2 (natri oxit ); 2 Na + O 2 ¾ ¾® Na O 2 2 (natri peoxit )

 Rb, Cs bốc cháy trong oxi ở nhiệt độ thường.  Kim loại kiềm phản ứng mạnh với halogen ở nhiệt độ thường hoặc đun nhẹ. 2 M + X 2 ¾ ¾ ® 2 MX : 2K + Cl 2 ¾ ¾® 2 KCl

• Khi đun nóng phản ứng với S: 2K + S ¾ ¾®K S 2

2. Tác dụng với axit: HCl, H 2 SO 4 loãng: Natri dễ khử H+ trong dung dịch axit thành H 2 tự do.

2M + 2H+ = 2M+ + H 2 ; 2Na + 2HCl  2NaCl + H 2 ; 2Na + H 2 SO 4  Na 2 SO 4 + H 2 

3. Tác dụng với nước 2M + 2H 2 O  2MOH + H 2 ; 2Na + 2H 2 O  2NaOH + H 2   Do nó dễ dàng khử nước, nên bảo quản kim loại kiềm: phải ngâm trong dầu hỏa khan. 4. Điều chế kim loại kiềm * Nguyên tắc: Khử các ion kim loại kiềm: M+ + 1e = M * Điện phân nóng chảy muối halogenua hoặc Hiđroxit của chúng

2NaCl

ñieän phaân

nc  2Na + Cl 2

4NaOH

ñieän phaân

nc  4Na + O 2 + 2H 2 O

II. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NATRI

1. Natri hiđroxit (NaOH)
2. Là bazơ mạnh( hay còn gọi là kiềm hay chất ăn da) làm đổi màu chất chỉ thị: làm quỳ tím hóa xanh, phenolphtalein hóa hồng.
3. Khi tan trong nước phân li hoàn toàn thành ion. NaOH  Na+ + OH-
4. Tác dụng với axit, oxit axit

NaOH + HCl  NaCl + H 2 O NaOH + CO 2  NaHCO 3 2NaOH + CO 2  Na 2 CO 3 + H 2 O 2. Muối của kim loại Natri Natri hidro cacbonat : NaHCO 3 Natri cacbonat : Na 2 CO 3 -Tính tan trong H 2 O Tinh thể màu trắng , ít tan Natricacbonat (hay soda) là chất bột màu trắng, Dễ tan trong nước

• Nhiệt phân 2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O Không bị nhiệt phân
• Với bazơ
• Với axit

NaHCO 3 + NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + HCl → NaCl + CO 2 +H 2 O  ion HCO  3 lưỡng tính.

Không phản ứng Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O

• Thuỷ phân

d 2 có tính kiềm yếu HCO  3 + H 2 O  H 2 CO 3 + OH -

pH > 7 (không làm đổi màu quỳ tím)

d 2 có tính kiềm mạnh CO 23 + H 2 O  HCO 3  + OH  pH > 7 ( Làm quỳ tím hóa xanh)

• Ứng dụng
• NaHCO 3 được dùng trong y khoa chữa bệnh dạ dày và ruột do thừa axit, khó tiêu, chữa chứng nôn mữa , giải độc axit.
• Trong công nghiệp thực phẩm làm bột nở gây xốp cho các loại bánh
• Nguyên liệu trong Công nghiệp sản xuất thủy tinh, xà phòng, giấy dệt và điều chế muối kháC.
• Tẩy sạch vết mỡ bám trên chi tiết máy trước khi sơn , tráng kim loại.
• Công nghiệp sản xuất chất tẩy rửa

B- KIM LOẠI KIỀM THỔ (NHÓM IIA)

I- KIM LOẠI KIỀM THỔ

1. Cấu tạo nguyên tử Nguyên tố Be Mg Ca Sr Ba Cấu hình electron ns 2 (He) 2s 2 (Ne) 3s 2 (Ar) 4s 2 (Kr) 5s 2 (Xe) 6s 2 Kiểu mạng tinh thể Lục giác đều Lập phương tâm diện Lập phương tâm khối
2. Tính chất vật lý  Là những chất rắn, có ánh bạc, dẫn điện, dẫn nhiệt tốt.  Nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy tương đối thấp (cao hơn kim loại kiềm)  Màu ngọn lửa đặc trưng của đơn chất và hợp chất: Ca: đỏ da cam; Sr, Ra: đỏ son; Ba: xanh lục.
3. Tính chất hóa học - Là những chất khử mạnh M - 2e  M2+ a. Tác dụng với phi kim

 Với oxi ¾ ¾® tạo oxit:

Ở nhiệt độ thường, Be và Mg bị oxi hóa chậm tạo thành lớp màng oxit bảo vệ kim loại. Các kim loại còn lại phản ứng với oxi trong không khí mãnh liệt hơn. Khi đốt nóng, tất cả các kim loại nhóm IIA đều cháy tạo thành oxit: 0 0 0

2 2 2

t t t

Mg O MgO

M O MO

Ba O BaO

2 2

2 2 :

2 2

ìï + ¾ ¾¾®

ïï

+ ¾ ¾¾® í

ïï + ¾ ¾ ¾®

ïî

 Với halogen ¾ ¾® tạo muối (phản ứng xảy ra dễ dàng ở nhiệt độ thường)

2 2 2 2 2

Mg Cl MgCl M Cl MCl 2 Ba Cl BaCl

:

ìï + ¾ ¾ ®

• ¾ ¾® ïï í ïï + ¾ ¾® ïî

Với CO 2

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O  Ca(HCO 3 ) 2 Chiều thuận (1): Giải thích sự xâm thực của nước mưa đối với đá vôi tạo hang động. Chiều nghịch (2): Giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang động và sự đống cạn khi đun nước. 4. Canxi sunfat: CaSO 4 còn gọi là thạch cao, màu trắng, ít tan trong H 2 O

CaSO 4. 2H 2 O( Thạch cao sống) t Co  CaSO 4 .H 2 O(Thạch cao nung) t Co  CaSO 4 (Thạch cao khan)

• Thạch cao sống: CaSO 4. 2H 2 O dùng để sản xuất xi măng.
• Thạch cao nung CaSO 4 .H 2 O: thường được đúc tượng, đúc các mẫu chi tiết tinh vi dùng trang trí nội thất, làm phấn viết bảng, bó bột khi gãy xương...

III- NƯỚC CỨNG

1. Định nghĩa.  Nước cứng là nước có chứa nhiều ion Ca2+, Mg2+.  Nước mềm là nước không chứa hoặc chứa ít ion trên.
2. Phân loại.  Nước cứng tạm thời: là nước cứng chứa ion hidrocacbonat HCO- 3 (nghĩa là có chứa các muối Ca(HCO 3 ) 2 , Mg(HCO 3 ) 2 ).

 Nước cứng vĩnh cửu: là nước cứng chứa các ion Cl- hoặc ion SO- 4 (tức là có chứa các muối CaCl 2 ,

MgCl 2 , CaSO 4 , MgSO 4 ).

 Nước cứng toàn phần: là nước cứng chứa cả ion HCO 3 - và Cl- hoặc SO 4 - (gồm muối của cả hai loại trên).

1. Tác hại.  Gây tắt đường ống.  Xà phòng mất tác dụng gây lãng phí.  Làm thực phẩm mau chín và giảm mùi vị của thực phẩm.  Tạo lớp cặn trong nồi hơi gây lãng phí nhiên liệu và không an toàn trong sản xuất.  Làm hỏng nhiều dung dịch cần pha chế trong phòng thí nghiệm.
2. Cách làm mềm nước cứng.  Nguyên tắc: làm giảm nồng độ các ion Ca2+ và Mg2+ bằng cách chuyển các ion trên vào các hợp chất không tan hoặc thay thế chúng bằng các cation khác.  Đối với nước cứng tạm thời: Có 3 cách.  Cách 1: Đun nóng thu được kết tủa, lọc kết tủa được nước mềm.

3 2 3 2 2

Ca HCO ( ) ¾ ¾ ¾ t 0 ® CaCO ̄ + CO + H O

3 2 3 2 2

Mg(HCO ) ¾ ¾¾ t 0 ® MgCO ̄ + CO + H O

 Cách 2: Dùng dung dịch Ca(OH) 2 vừa đủ để trung hòa muối axit thành muối trung hòa.

Ca OH ( ) 2 + Ca HCO( 3 ) 2 ¾ ¾® 2CaCO 3 ̄ + 2H O 2

 Cách 3: Dùng dung dịch Na 2 CO 3 hoặc Na 3 PO 4 để tạo kết tủa, lọc kết tủa để được nước mềm.

Na CO 2 3 + Ca HCO ( 3 ) 2 ¾ ¾® 2NaHCO 3 + CaCO 3 ̄

 Đối với nước cứng vĩnh cửu: Dùng dung dich Na 2 CO 3 hoặc Na 3 PO 4 để tạo kết tủa, lọc kết tủa để được nước mềm.

CaCl 2 + Na CO 2 3 ® 2NaCl + CaCO 3 ̄ CaSO 4 + Na CO 2 3 ® Na SO 2 4 + CaCO 3 ̄

 Trong thực tế, người ta thường dùng đồng thời một số hóa chất thí dụ như Ca(OH) 2 và Na 2 CO 3.  Ngoài ra, người ta còn dùng phương pháp trao đổi ion(ionit) chất này sẽ hập thụ các ion Ca2+ và Mg2+ thế vào đó là ion Na+, H+ ta được nước mềm.

CHƯƠNG 7: NHÔM - SẮT – CROM

NHÔM SẮT CROM

1. Tính chất vật lí

Làm kim loại nhẹ, màu trắng, nóng chảy ở nhiệt độ không cao lắm (660 0 C), Nhôm dẫn điện, dẫn nhiệt tốt

Kim loại màu trắng hơi xám, dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, có tính nhiễm từ

Kim loại màu trắng ánh bạc, kim loại cứng nhất. 2. Tính chất hoá học

NHÔM SẮT CROM

1. Tác dụng với phi kim

4Al + 3O 2 

t o 2Al 2 O 3

2Al +3Cl 2 

t o 2AlCl 3

2Al + 3S 

to Al 2 S 3

Tác dụng với phi kim:

* 3Fe + 2O 2 

t o Fe 3 O 4

* 2Fe + 3Cl 2 

t o 2FeCl 3

* Fe + S 

t o FeS

• Tác dụng với phi kim (ở nhiệt độ cao) Cr  Cr+3 + 3e 0

0

t 2 2 3 t 2 3

4Cr 3O 2Cr O

2Cr 3Cl 2CrCl

 

 

2Cr + 3S 

to Cr 2 S 3

2. Tác dụng với axit:

• HCl, H 2 SO 4 loãng 2Al + 6H+  2Al3+ + 3H 2

Tác dụng với axit: * HCl và H 2 SO 4 loãng oxi hóa Fe  Fe2+

Fe +H 2 SO 4  FeSO 4 + H 2

Tác dụng với dung dịch axit

• HCl và H 2 SO 4 loãng (khi đun nóng ) Cr  Cr+ 2 2 2 4 4 2

Cr 2HCl CrCl H Cr H SO CrSO H

  

  

• HNO 3 loãng; HNO 3 đặc nóng;

  



4 2 1 0

NO 2 ; NO N O N; 2 ; 2 ;

Al + 

+5 + 4H NO 3 Al(NO ) +2H O+ NO 3 3 2 Cr + 4HNO 3 → Cr(NO 3 ) 3 + NO↑ + 2H 2 O

Fe + 6HNO 3 (đặc) 

t o Fe(NO 3 ) 3 + 3NO 2 +3H 2 O

• H 2 SO 4 đặc, nóng 

+4 0 - S O ; S, 2 H S 2

2Fe + 6H 2 SO 4 (đặc) 

t o 2Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 +6H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4 (đặc) 

t o 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 ↑+3H 2 O

• HNO 3 đặc nguội; H 2 SO 4 đặc, nguội. Nhôm , sắt , Crom bị thụ động( không phản ứng)
• Vật bằng nhôm không tác dụng với nước vì có một lớp oxit nhôm Al 2 O 3 bền vững phủ kín mặt của nhôm
• CROM không tác dụng với nước và không khí vì có một lớp oxit crom Cr 2 O 3 bền vững phủ kín mặt của crom c. Nhôm tác dụng với dung dịch bazơ mạnh 2Al + 2NaOH + 2H 2 O  2NaAlO 2 + 3H 2 d. phản ứng nhiệt nhôm với các oxit sau Al 2Al + 3CuO t 0  Al 2 O 3 + 3Cu 2Al + Fe 2 O 3 t 0  Al 2 O 3 + 2Fe Hỗn hợp (Al + Fe 2 O 3 ) gọi là tecmic dùng hàn đường ray xe lửa

Tác dụng với dung dịch muối: Fe bị oxi hóa  Fe2+

Fe +CuSO 4  FeSO 4 + Cu

Fe + 2AgNO 3  Fe(NO 3 ) 2 + 3Ag↓

CHÚ Ý: Fe + 3AgNO 3 (dư)  Fe(NO 3 ) 3 + 3Ag

II- HỢP CHẤT

NHÔM SẮT CROM

1. Nhôm oxit Al 2 O 3 Nhôm oxit là chất rắn màu trắng không tan và không tác dụng với H 2 O; Al 2 O 3 là chất lưỡng tính
2. Tác dụng với axit mạnh Al 2 O 3 + 6HCl  2AlCl 3 + 3H 2 O

HỢP CHẤT SẮT (II)

Tính chất đặc trưng là tính khử

1. Sắt (II) oxit, FeO là chất rắn, màu đen, không tan trong nước và không có trong tự nhiên.
2. FeO là oxit bazơ
3. FeO có tính khử
4. FeO có tính oxi hóa

HỢP CHẤT CROM (II)

1. CROM (II) OXIT CrO: CrO là chất rắn, màu đen, không tan trong nước
2. CrO là một oxit bazơ
3. CrO có tính khử: bị oxi hóa thành Cr 2 O 3
4. Cr(OH) 2

3. Phương pháp Điện phân nóng chảy Al 2 O 3 (tan trong Crilolit 3NaF. AlF 3 ) 2Al 2 O 3 ñieän phaân noùng chaûy 4Al + 3O 2 

• Criolit 3NaF. AlF 3 nhằm:
• Giam nhiệt độ nóng chảy của Al 2 O 3 (2050 0 C  9000 C)  Tiết kiệm năng lượng
• Hỗn hợp chất lỏng dẫn điện tốt hơn.
• Criolit Nhẹ, nổi lên ngăn cản nhôm nóng chảy sinh ra tác dụng với không khí.

P...

 Nguyên tắc và các phản ứng hóa học xảy ra:

• Luyện quặng thành gang: khử oxit sắt  Fe
• Tạo chất khử C + O 2  t 0 CO 2 và C + CO 2  t 0 2CO
• Khử Fe 2 O 3 o  CO t

Fe 3 O 4

o  CO t

FeO o  CO t

Fe

• Tách bẩn quặng

CaCO 3  t o CaO + CO 2

CaO + SiO 2  t o CaSiO 3

• Luyện gang thành thép: loại bỏ phần lớn các nguyên tố C, Si, Mn, S.. khỏi gang bằng cách oxi hóa chúng và chuyển thành xỉ

→H 2 Cr 2 O 7 (axitđicromic) *CrO 3 là chất oxi hóa rất mạnh. Một số chất vô cơ và hữu cơ như S, P, C, NH 3 , C 2 H 5 OH ... bốc cháy khi tiếp xúc với CrO 3 , CrO 3 bị khử thành Cr 2 O 3 3 2 2 3 3 2 5 2 3

4CrO 3S 3SO 2Cr O

10CrO 6P 3P O 5Cr O

  

  

1. Muối cromat và đicromat
2. Ion cromat CrO42 - có màu vàng.
3. Ion đicromatCr 2 O7 2- có màu da cam.
4. Trong môi trường axit, cromat chuyển hóa thành đicromat. 2CrO42- + 2H+  Cr 2 O72- + H 2 O (màu vàng) (màu da cam)
5. Muối cromat và đicromat có tính oxi hóa mạnh, chúng bị khử thành muối Cr(III).
6. Bazơ, oxit và muối (một số khác ở phần nhận biết) a. Săt (Fe) trắng xám FeCl 2 FeSO 4 màu lục nhạt Fe(NO 3 ) 2 Fe(OH) 2  trắng xanh, hoá nâu đỏ

Fe(OH) 3  : nâu đỏ FeCl 3 Fe 2 (SO 4 ) 3 dd màu vàng nâu Fe(NO 3 ) 3

2. Crom (Cr) : Trắng bạc CrO: đen Cr 2 O 3 : xanh lục thẫm CrCl 2 CrCl 3 Cr(OH) 2 : màu vàng Cr(OH) 3 : Lục xám CrO 3 : Rắn đỏ thẫm , tan trong nước Na 2 CrO 4 Vàng Na 2 Cr 2 O 7 : da cam c. Đồng (Cu) đỏ