sailam94
Nhập học
 Nhiệm vụ đã hoàn thành ! : admin ngoclac2school Tổng số bài gửi : 245 Điểm : 783 Danh tiếng : 1 Ngày tham gia : 24/02/2012
Đến từ : Ngọc Lặc
 |  Tiêu đề: Tóm tắt lý thuyết chương kim loại kiềm, kiềm thổ, nhôm ! Sat May 05, 2012 11:23 pm | |
|  | |  | |
CHƯƠNG 6. KIM LOẠI KỀM, KIỀM THỔ, NHÔM
PHẦN 1. Tóm tắt lí thuyết .
BÀI 25: KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM.
A.KIM LOẠI KIỀM
I. Vị trí – cấu hình e ngtử :Kloại kiềm thuộc nhóm IA,gồm Na,K,Rb,Cs,Fr. Cấu hình e ngoài cùng ns1
II. Tính chất vật lí: Các kloại kiềm có màu trắng bạc và có ánh kim, dẫn điện tốt, tonc, tos thấp, khối lượng riêng nhỏ, độ cứng thấp vì chúng có mạng tinh thể lập phương tâm khối.
III. Tính chất hóa học: Các nguyên tử kim loại kiềm có năng lượng ion hóa nhỏ, vì vậy kim loại kiềm có tính khử rất mạnh. Tính khử tăng dần từ liti đến xesi.MàM++1e.
Trong hợp chất, các kim loại kiềm có số oxi hóa+1.
1. Tác dụng với pk
a/ Với O2 2Na + O2(khô)→Na2O2 4Na+O2(kk)→2Na2O
b/ Với Cl2 2K + Cl2→2KCl
2. Tác dụng với axit 2Na+2HCl→2NaCl+H2 ; 2Na+H2SO4→Na2SO4+H2
3. Tác dụng với H2O 2K+2H2O→2KOH+H2
Na nóng chảy và chạy trên mặt nước, K bùn cháy, Rb&Cs pư mãnh liệt.
KLK tác dụng dễ dàng với H2O nên người ta bảo quản nó trong dầu hỏa.
IV: Ứng dụng, trạng thái tự nhiên và điều chế
1.Ứng dụng : Chế tạo hợp kim có t0nc thấp. Hợp kim Li-Al dùng trong kỉ thuật hàng không. Cs làm tế bào quang điện
2. Trạng thái tự nhiên : tồn tại dạng hợp chất( trong nước biển, silicat, alumiunat)
3. Điều chế : Khử ion của KLK thành KL tự do M++e→M bằng cách Đpnc muối halogenua của KLK
2NaCl2→Na+Cl2
B.HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM.
I. Natri hidroxit
-NaOH(xút ăn da) là chất rắn, không màu, dễ nóng chảy, hút ẩm mạnh tỏa nhiều nhiệt
-NaOH là chất điện li mạnh: NaOH→Na+ + OH-
-NaOH td được với axit, oxitaxxit, muối
*CO2+2NaOH→Na2CO3 + H2OCO2+2OH-→CO32-+H2O hoặc CO2+NaOH→NaHCO3
*HCl+NaOH→NaCl+H2O: H+ + OH- →H2O
*CuSO4+2NaOH→Na2SO4+Cu(OH)2: Cu2+ + 2OH-→Cu(OH)2
-NaOH Làm xà phòng, phẩm nhuộm, tơ nhân tạo,luyện nhôm, tinh chế dầu mỏ.
II. Natri hiđrocacbonat
- Na2CO3 là chất rắn, màu trắng tan nhiều trong nước. Ở nhiệt độ thường Na2CO3.10H2O, ở nhiệt độ cao kết tinh tạo Na2CO3. Na2CO3 là muối của axit yếu và có những tính chất chung của muối.
- Na2CO3 dùng trong công nghiệp thủy tinh, bột giặt, phẩm nhuộm.
III. Kali nitrat: KNO3 là những tinh thể không màu, bền trong kk, tan nhiều trong nước. Bị nhiệt phân 2KNO3→2KNO2+O2; ở nhiệt độ cao KNO3 là chất oxi hóa mạnh .
2. Ứng dụng : Dùng làm phân bón, tạo thuốc nổ 2KNO3+3C+S→N2 +3CO2+K2S
BÀI 26:KIM LOẠI KIỀM THỔ. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ
Phần 1- lí thuyết
A. KIM LOẠI KIỀM THỔ
I.Vị trí và cấu tạo :Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA, gồm Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra. electron lớp nggoài cùng nS2,
II.Tính chất vật lý: Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tương đối thấp.Độ cứng có cao hơn kim loại kiềm nhưng vẫn thấp. Khối lượng riêng tương đối nhỏ,là những kim loại nhẹ hơn nhôm.(trừ Ba)
II.Tính chất hoá học:
Các nguyên tử kim loại kiềm có năng lượng ion hóa tương đối nhỏ, vì vậy
Kim lo ại ki ềm thổ có tính khử manh.Tính khử tăng dần từ Be đến Ba: M→M2+ +2e.
Trong các hợp chất , klk thổ có số oxh là +2.
1/Tác dụng với phi kim: VD: 2Mg + O2 →2MgO
a) Kim loại kiềm thổ khử được H+ trong các dung dịch axit HCl, H2SO4 thành khí H2
M + 2H+ M2+ + H2
b) Kim loại kiềm thổ khử được N+5 trong HNO3 loãng xuống N-3; S+6 trong H2SO4 đặc xuống S-2.
4Mg+10HNO3loãng→4Mg(NO3)2+NH4NO3+ 3H2O
4Mg+50H2SO4đ→4MgSO4+H2S+ 4H2O
3/ Td với H2O :
-Ca,Sr,Ba tác dụng với nước ở nhiệt độ thường thành dung dịch bazơ Vd : Ca +2 H2O = Ca(OH)2 + H2
- Be không tác dụng với nước. Mg tác dụng chậm với nước ở nhiệt độ thưòng tạo ra Mg(OH)2,Mg tác dụng nhanh với hơi nước ở nhiệt độ cao tạo thành MgO: 2Mg +O2=2MgO
B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ
1/ Canxi hiđroxit:Ca(OH)2 rắn ,màu trắng , ít tan trong nước
-dd canxi hiđroxit là một dd bazơ mạnh :Ca(OH)2 →Ca2+ +2OH- tác dụng với oxit axit, axit ,muối.
Ca(OH)2+CO2→ CaCO3 + H2O Nhận biết CO2
-ứng dụng:chế tạo tạo vữa xây nhà,khử chua, tẩy trùng ,khử trùng, sx amoniac, clorua vôi, vật liệu xây dựng.
2/ canxi cacbonat:CaCO3 Chất rắn màu trắng ,không tan trong nước
-đây là muối của một axit yếu và không bền,tác dụng với nhiều axit vô cơ và hữu cơ giải phóng khí CO2:
CaCO3+ 2HCl→ CaCl2 +H2O +CO2 CaCO3 + 2CH3COOH→ Ca(CH3COO)2+H2O+CO2
đặc biệt:CaCO3 tan dần trong nước có chứa khí CO2 : CaCO3+ H2O +CO2↔ Ca(HCO3)2
ph ản ứng x ảy ra theo 2 chi ều :chiều (1) giải thích sự xâm thực của nước mưa,chiều (2) giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang động.
3/Canxi sunphat:CaSO4chất rắn màu trắng , ít tan trong nước.Có 3 loại:
+ CaSO4 . 2H2O :thạch cao sống,bền ở nhiẹt độ thường. CaSO4 . H2O :thạch cao nung, điều chế bắng cách nung thạch cao sống.
+ CaSO4:thạch cao khan, điều chế bằng cách nung th ạch cao sống ở nhi ệt đ ộ cao h ơn.
+th ạch cao nung th ư ờng d ùng đ úc t ư ợng,ph ấn vi ết b ảng,b ó b ột khi g ãy x ư ơng…
II.NƯỚC CỨNG:
1/khái niệm:
-Nước cứng là nước có chứa nhiều ion Canxi,Magiê.
-Nước chứa it hoặc không có chứa ion Canxi ,magiê gọi là nước mềm.
2./phân loại nước cứng:
-Nước cứng tạm thời : nước có chứa các mưôi :Ca(HCO3)2 ,Mg(HCO3)2
-Nước cứng vĩnh cửu: nước có chứa các muối: CaCl2,MgCl2,CaSO4,MgSO4.
-Nước cứng toàn phần:nứơc có cả tính tạm thời và tính vĩnh cữu.
3/ tác hại của nước cứng:nước cứng làm xà phòng ít bọt, nấu thực phẩm bị lâu chin và giảm mùi vị, gây tác hại trong các ngành sản xuất.
4/ Các biện pháp làm mềm nước cứng:Nguyên tắc:giảm nồng độ cation :Ca2+,Mg2+ trong nước cứng.
*Phương pháp kết tủa:
-Với nước cứng tạm thời: Đun sôi hoặc dung Ca(OH)2 hoặc Na2CO3 dể kết tủa ion canxi,magie ,loại bỏ kết tủa ta được nước mềm: M(HCO3)2 → MCO3+CO2 +H2O
-Với nước cứng vĩnh cữu: Dung Na2CO3,Na3PO4,Ca(OH)2 dể làm mềm :
Ca2+ + CO32-→ CaCO3 3Ca2+ +2PO43- → Ca3(PO4)2
Mg2+ + CO32-→ MgCO3 3Mg2+ +2PO43- →Mg3(PO4)2
*Phương pháp trao đổi ion: Dùng chất trao đổi ion(hạt zeolit), hoặc nhựa trao đổi ion. Nước cứng đi qua chất trao
đổi ion là các hạt zeolit thì ion canxi ,magiê được trao đổi bằng những ion khác như H+,Na+….ta được nước mềm.
Bài 27: NHÔM VÀ MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA NHÔM
Phần 1. Tóm tắt lí thuyết .
A. NHÔM
I. Vị trí và cấu tạo: Nhôm có số hiệu nguyên tử 13, thuộc chu kì 3, nhóm IIIA, chu kì 3 BTH
2. Cấu tạo của nhôm: Cấu hình e: 1s22s22p63s23p1 hay [Ne]3s23p1 . Số oxi hoá: +3.
II. Tính chất vật lí: Al màu trắng bạc, mềm, dễ kéo sợi và dát mỏng, nhẹ (2,7g/cm3), t0nc = 6600C, dẫn điện và nhiệt tốt.
III. Tính chất hóa học: Nhôm là kim loại có tính khử mạnh sau kim loại kiềm và kiềm thổ.
Al → Al3+ + 3e
1. Tác dụng với phi kim: Tác dụng trực tiếp và mạnh với nhiều phi kim như: O2, Cl2, S,…
2. Tác dụng với axit HCl và H2SO4 loãng → H2↑:
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑ 2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2↑
Với HNO3 loãng hoặc đặc nóng, H2SO4 đặc nóng thì nhôm khử và xuống số oxi hoá thấp hơn.
Al + 4HNO3 loãng→ Al(NO3)3 + NO + 2H2O
2Al + 6H2SO4 đặc, nóng → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Với HNO3 và H2SO4 đặc nguội: không tác dụng .
4. Tác dụng với nước.
Nhôm có thể khử được nước →H2↑: 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2↑
Những vật bằng nhôm được phủ màng Al2O3 rất mỏng, mịn, bền nên không cho nước và khí thấm qua.
5. Tác dụng với dung dịch kiềm.
Nhôm tan trong dung dịch kiềm : 2Al + 2NaOH + 2H2O → 2NaAlO2 (dd) + 3H2↑
Hiện tượng trên được giải thích như sau:
- Màng bảo vệ Al2O3 bị phá hủy trong dung dịch kiềm: Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2+ 2H2O
- Nhôm khử nước: 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 +3H2↑
-Màng Al(OH)3 bị phá hủy: Al(OH)3 + NaOH → 2NaAlO2 (dd) + 3H2↑
IV. Ứng dụng và sản xuất.
1. Ứng dụng:Chế tạo máy bay, ô tô, tên lửa, tàu vũ trụ, trang trí nội thất, bột nhôm trộn bột sắt( tecmit) dùng hàn đường ray.
2. Sản xuất: Trong công nghiệp, nhôm được sản xuất từ quặng boxit bằng phương pháp điện phân. Có 2 công đoạn:Tinh chế quặng boxit(Al2O3.2H2O): loại bỏ tạp chất SiO2, Fe2O3…Điện phân Al2O3 nóng chảy( hỗn hợp Al2O3 với criolit Na3AlF6): 2Al2O3 4Al + 3O2 ↑
B. TMỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM
I. NHÔM OXIT – Al2O3 :
1.Lý tính : Trạng thái rắn, màu trắng, không tác dụng với nước va không tan trong nước, t0nc ở 20500C.
2/ Trạng thái tự nhiên: tồn tại ở 2 dạng -dạng ngậm nước: boxit (Al2O3.nH2O) → sản xuất nhôm
-dạng khan: emery có độ cứng cao dùng làm đá mài
3/ Tính chất hoá học :
a. Tính bền vững: Lực hút giữa Al3+ và O2- rất mạnh tạo ra liên kết bền vững → có t0nc rất cao, khó bị khử thành kim loại nhôm.
b. Tính lưỡng tính :
- Tính bazơ : Al2O3 + 6HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O Al2O3 + 6H+ → 2Al3+ + 3 H2O
- Tính axit : Al2O3 + 2 NaOH → 2NaAlO2+ 3 H2O Al2O3 + 2OH- → 2 AlO2-+2H2O
3.Ứng dụng : Làm đồ trang sức, CN kỷ thuật cao, vật liệu mài ( đá mài ), nguyên liệu sản xuất nhôm kim loại
II. NHÔM HiĐROXIT Al(OH)3 :
1.. Tính chất vật lý : Chất rắn, kết tủa keo, màu trắng
2.. Tính chất hoá học
a.. Hợp chất kém bền : Dể bị phân huỷ bởi nhiệt độ
b.. Là hợp chất lưỡng tính :
* Tính bazơ : Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ → Al3+ + 3H2O
* Tính axit :
Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2+ 2H2O Al(OH)3 + OH- → AlO2-+2H2O
Þ Al(OH)3 là hiđroxit lưỡng tính
III.NHÔM SUNFAT :
Phèn chua K2SO4. Al2(SO4)3 .24H2O. ® viết gọn: KAl(SO4)2.12H2O
Nếu thay K+ bằng Na+, Li+ hay NH4+ ® muối kép khác (phèn nhôm)
Phèn chua được sử dụng trong thuộc da, Cn giấy, chất cầm màu, làm trong nước.
IV: CÁCH NHẬN BIẾT ION Al3+ TRONG DUNG DỊCH: Cho từ từ dung dịch NaOH đến dư, nếu cĩ kết tủa keo rồi kết tủa tan® dung dịch cĩ Al3+.
Al3+ + 3OH- → Al(OH)3¯ Al(OH)3 + OH- dư→ AlO2-+2H2O
Cấu tạo nguyên tử
Nguyên tử Al có 3 electron hoá trị ở lớp ngoài cùng (cấu hình e : 1s2 2s2 2p6 3s2 31).
Bán kính nguyên tử tương đối lớn.
Điện tích hạt nhân Z tương đối nhỏ.
Vì thế Al có tính khử mạnh (kém Mg), dễ nhường 3e hoá trị:
Tính chất vật lý
Al là kim loại nhẹ (d = 2,7 g/cm3), trắng như bạc, nhiệt độ nóng chảy là 6000C.
Al rất dẻo, dễ kéo dài, dát mỏng.
Al dẫn nhiệt, dẫn điện rất tốt. Tạo hợp kim với nhiều kim loại khác.
Tính chất hoá học
1. Phản ứng với oxi
Ở nhiệt độ thường: do lớp oxit mỏng bảo vệ nên Al không phản ứng với oxi. Nếu làm cho lớp Al2O3 tạo thành này không bám vào bề mặt nhôm thì nhôm sẽ phản ứng mạnh với oxi.
Ví dụ, sau khi nhúng Al vào thuỷ ngân để tạo thành hỗn hống trên bề mặt Al, khi để ra không khí sẽ xảy ra hiện tượng “Al mọc lông tơ”.
Ở dạng bột, khi đun nóng, Al cháy mạnh toả nhiều nhiệt.
2. Phản ứng với các phi kim
Với Cl2, Br2 : Al phản ứng ngay ở nhiệt độ thường, tạo thành AlCl3, AlBr3.
Khi đun nóng, Al phản ứng với I2, S. ở nhiệt độ cao, Al phản ứng được với N2, C.
3. Phản ứng với H2O
Ở nhiệt độ thường, Al không phản ứng với H2O vì có lớp oxit bền vững bảo vệ. Nếu đánh bỏ lớp oxit đi, Al phản ứng với H2O ở nhiệt độ thường.
Phản ứng trên nhanh chóng dừng lại vì Al(OH)3 bảo vệ không cho Al tiếp xúc với H2O.
4. Phản ứng với axit thường
Với dung dịch HCl và H2SO4(l), phản ứng dễ dàng (Al đứng trước H):
5. Phản ứng với axit oxi hoá
Với HNO3 đặc, nguội và H2SO4 đặc, nguội : Al bị thụ động hoá.
Trong các trường hợp khác (axit loãng, axit đặc, nóng) phản ứng xảy ra dễ dàng:
Ví dụ:
6. Phản ứng với dung dịch kiềm.
Phản ứng mạnh vì Al(OH)3 lưỡng tính, tan được trong kiềm.
7. Phản ứng đẩy kim loại yếu hơn khỏi hợp chất.
Với dung dịch muối:
Phản ứng nhiệt nhôm: Đẩy mạnh kim loại yếu khỏi oxit khi nung nóng.
Phản ứng nhiệt nhôm được dùng để điều chế Mn, Cr, V, W và các hợp kim của sắt.
Hợp chất của Al
1. Nhôm oxit Al2O3
Màu trắng, rất bền với nhiệt, khó nóng chảy (nhiệt độ nóng chảy > 2000oC)
Không tác dụng với nước, không tan trong nước.
Al2O3 là oxit lưỡng tính, tác dụng với dung dịch axit mạnh và dung dịch kiềm. Dễ phản ứng với kiềm nóng chảy.
2. Nhôm hiđroxit Al(OH)3
Al(OH)3 là chất kết tủa dạng keo, ít tan trong nước.
Là hiđroxit lưỡng tính, dễ tan trong axit và trong dung dịch kiềm, đặc biệt không tan vào dung dịch NH4OH loãng.
Al(OH)3 nung nóng bị mất nước.
Điều chế Al(OH)3 bằng phản ứng trao đổi với dung dịch NH4OH:
3. Muối nhôm
Các muối nitrat, sunfat, halogenua của nhôm đều tan nhiều trong nước.
Một loại muối Al phổ biến là phèn chua. Đó là muối kép Al – K có công thức: K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O, phèn chua được dùng để làm trong nước, dùng trong kỹ nghệ thuộc da và giấy.
Muối aluminat: Có ion , chỉ bền trong dung dịch kiềm (ví dụ NaAlO2). Trong môi trường axit yếu tạo thành Al(OH)3 kết tủa. Ví dụ:
Điều chế Al
Trong công nghiệp, sản xuất nhôm chủ yếu bằng phương pháp điện phân nóng chảy Al2O3 có mặt criolit Na3AlF6 để làm giảm nhiệt độ nóng chảy của Al2O3.
Khi nóng chảy:
Điện phân ở 950oC, điện thế 4 – 5 von.
Các điện cực làm bằng than graphit, do đó anôt bị ăn mòn bởi phản ứng.
Vì vậy, khi điện phân phải thường xuyên bổ sung than ở anôt. Al2O3 lấy từ quặng boxit
Nhận biết ion Al3+
Nhận biết ion Al3+ bằng phản ứng tạo kết tủa keo Al(OH)3 tan trong kiềm dư nhưng không tan trong NH4OH.
Trạng thái tự nhiên của nhôm
Nhôm thường gặp dưới dạng : boxit (Al2O3.nH2O), cao lanh (Al2O3.2SiO2.2H2O),…
| |  | |  |
|
|
Trang Chính
Tìm kiếm
Đăng ký
Đăng Nhập
