HỌC KÌ 2 ✅
B.KIM LOẠI KIỀM
C.KIM LOẠI KIỀM THỔ
D.NHÔM VÀ HỢP CHẤT CỦA NHÔM
A.ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI 
I.Nguyên tắc
II.Phương pháp
Khử ion KL thành nguyên tử
Mn+ +ne -> M
2.Thủy luyện
3.Điện phân
1.Nhiệt luyện
VD: PbO + H2 (to)-> Pb + H2O
Ứng dụng: Dùng để sản xuất KL trong công nghiệp
Phương pháp: Khử ion KL trong hợp chất ở nhiệt độ cao bằng các chất khử: C, CO, H2 hoặc các KL hoạt động
‼ Chú ý: C,CO,H2 chỉ khử O_KL sau Al
Phạm vi: KL hoạt động trung bình (sau Al)
Phương pháp:Dùng những dd thích hợp (H2SO4, NaOH,...) để hòa tan KL hoặc hợp chất KL và tách ra khỏi phần không tan có trong quặng. Sau đó khử ion KL này trong dd bằng KL có tính khử mạnh như Fe, Zn...
VD: Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu
Phạm vi: KL có mức hoạt động TB và yếu
a.Điện phân nóng chảy
b.Điện phân dung dịch
Phương pháp: Dùng dòng điện một chiều khử ion KL trong chất điện li nóng chảy (Muối halogen, oxit, hidroxit)
VD điện phân MgCl2 nóng chảy 
Phạm vi: Sử dụng cho các KL mạnh: Mg, Ca...(IA,IIA và Al)
Phương pháp: Dùng dòng điện một chiều khử ion KL yếu trong dung dịch muối của nó
VD: CuCl2 dpdd -> Cu + Cl2
Phạm vi: Điều chế các KL yếu (sau H) hoặc KL TB (sau Al)
Catot
III.Ứng dụng
IV.Tính chất hóa học
II.Tính chất vật lý
V.Điều chế
I.Vị trí BTH, cấu hình e
Gồm: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr( Nguyên tố phòng xạ)
Lớp ngoài cùng: ns1 -> Trong hợp chất, số oxh của KL kiềm là +1
Thuộc nhóm IA, đứng đầu mỗi chu kì (trù chu kì 1)
KLR nhỏ, tăng dần từ Li -> Cs do các KLK có mạng tinh thể rỗng hơn và nguyên từ có bán kính lớn hơn so với các KL khác trong cùng chu kì
to sôi, to nc thấp, giảm dần từ Li -> Cs do mạng tinh thể KLK có kiểu lập phương tâm khối, liên kết KL kém bền
Cs màu vàng nhạt, độ cứng thấp nhất
(Li, Na, K, Rb) màu trắng bạc, ánh kim, dẫn điện tốt, độ cứng thấp
Màu ngọn lửa khi KLK hoặc hợp chất đốt cháy
Li: đỏ tía
Na: vàng
K: tím
Rb: tím hồng
Cs: xanh lam
Hợp kim Li- Al: Kĩ thuật hàng không do siêu nhẹ
Cs: chế tạo tế bào quang điện do dễ mất e
Hợp kim Na-K: Chất dẫn nhiệt ở 1 số lò phản ứng do dễ nóng cháy
2.Tác dụng với PK
5.Tác dụng với muối
4.Tác dụng với axit
3.Tác dụng với nước
1.Nhận xét chung
Tính khử tăng dần từ Li -> Cs
Trong hợp chất, số oxh là +1
có tính khử mạnh
Tác dụng với Cl2: 2Na + Cl2 -> 2NaCl
Tác dụng với O2
Ở đk thường: 4Na + O2 -> 2Na2O
kk khô: 2Na + O2 -> 2Na2o
‼Chú ý : Li + N2 -> Li3N (ở đk thường)
KLK +H2O -> Bazo+ H2 (phản ứng mãn liệt)
TQ: 2M + 2H2O -> 2MOH +H2
=> Cách bảo quản: Ngâm chìm trong dầu hỏa
KLK gây nổ khi td với H2SO4l, HCl
KLK tác dụng với H2O của muối (1)
Bazo sinh ra tác dụng với Muối (2)
VD: Na+ CuSO4
(1) 2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2
(2) NaOH + CuSO4 -> Na2(SO4) + Cu(OH)2
Đpnc muối halogenua tương ứng
VD: 2NaCl đpnc -> 2Na + Cl2
Anot
(1) Cation KL yếu Au3+ => Mn2+ (gồm cả H+ trong axit)
(2) Điện phân H+ trong H2O: 2H+ + 2e -> H2
(3) Cation KL mạnh từ K+ => Al3+ ko bị điện phân
(1) KL làm điện cực. VD: Cu -> Cu2+ +2e
(2) Gốc axit không có oxi: S2- > I- >Br- >Cl-...
(3) 4OH- -> O2 + H2O +4e
(4) Gốc axit có oxi không bị điện phân: SO42-, NO3-, PO43-,..
I.Vị trí BTH, cấu hình e
Gồm: Be, Mg, Ca, Sr, Ba và Ra( nguyên tố phóng xạ, không bền)
Lớp ngoài cùng: ns2 => Trong hợp chất, số oxh là +2
Thuộc nhóm IIA, đứng sau nguyên tố KL Kiềm
II.Tính chất vật lý
Màu trắng bạc hoặc xám nhạt
Độ cứng: KL IA < KL IIA < Al
KLR nhỏ, nhẹ hơn Al (-Ba)
to sôi, to nóng chảy tương đối thấp (-Be)
IV.Ứng dụng
Nguyên nhân
Nhận biết
Bán kính tương đối lớn
Điện tích nhỏ
Lực liên kết KL yếu
Be, Mg dễ bay hơi
Màu sắc của KLK thổ hoặc hợp chất khi đưa vào ngọn lửa không màu
Sr: đỏ son
Ba: lục hơi vàng
Ca: đỏ da cam
Kim loại Be-Be được dùng làm chất phụ gia để chế tạo những hợp kim có tính đàn hồi cao, bền chắc, không bị ăn mòn.
Mg- Mg
Chế tạo những hợp kim có đặc tính cứng, nhẹ, bền
Chế tạo máy bay, tên lửa, ôtô
Tổng hợp nhiều hợp chất hữu cơ
Trộn với chất oxi hóa dùng để chế tạo chất chiếu sáng ban đêm.
CaCa dùng làm chất khử để tách oxi, lưu huỳnh ra khỏi thép
III.Tính chất hóa học
1.Nhận xét chung
2.Tác dụng với axit
Tính chất đặc trưng: Tính khử, tăng dần từ Be -> Ba
Trong hợp chất, số oxh là +2
a.Với axit không có tính oxh (HCl, H2SO4l)
b.Với axit có tính oxi hóa (HNO3, H2SO4đ)
Khử dễ dàng tạo khí H2
VD: Ca + HCl -> CaCl2 + H2
Sản phẩm không sinh ra H2, tạo thành spk của N+5 (NO, N2O, N2, NO2, NH4NO3), S+6 (SO2, H2S,S)
VD: 4Mg + 10HNO3 -> 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
3.Tác dụng với H2O
Be không khử được H2O ở nhiệt độ thường và khi đun nóng
Mg khử được nước ở nhiệt độ cao
Mg + hơi nước -> MgO
Mg + nước nóng -> Mg(OH)2
Ca, Sr, Ba khử được nước ở to thường -> Bazo + H2
V.Điều chế
Đpnc muối halogen (thường dùng muối halogen)
VII.Hợp chất
2.Canxi hidroxit
a.Tính chất vật lý
Ít tan trong H2O
Khi tan trong H2O -> dd nước vôi trong
b.Tính chất hóa học
Qùy tím -> xanh
Tác dụng với muối
Tác dụng với O_axit
Ca(OH)2 + NaHCO3
CaCO3 + Na2CO3 + H2O
CaCO3 + NaOH + H2O
Ca(OH)2 + CO2
CaCO3 + H2O
Ca(HCO3)2
c.Ứng dụng
Vật liệu xây dựng
Sản xuất amoniac
Sản xuất clorua vôi
1.Canxi cacbonat
a.Tính chất vật lý
Chất rắn, màu trắng
Không tan trong nước
Phân hủy ở 1000oC
b.Trạng thái
Đá vôi, đá hoa, đá phấn, vỏ, mai ốc sò hến
c.Tính chất hóa học
Phân hủy
CaCO3 to -> CaO + CO2
CaCO3 + CO2 + H2O ⇄ Ca(HCO3)
phản ứng thuận: hiện tượng xâm thực nước mưa với đá vôi
phản ứng nghịch: sự hình thành thach nhũ
d.Ứng dụng
Đá hoa
Đá phấn
Vật liệu xây dựng
3.Canxi sunfat
Trong tự nhiên
Ứng dụng
CaSO4.H2O: thạch cao nung
CaSO4: thạch cao khan
CaSO4.2H2O: thạch cao sống
CaSO4.2H2O: sản xuất xi măng
CaSO4.H2O: đúc tượng, bó bột y tế, trang trí nội thất
CaSO4: làm rắn đất
II.Hợp chất của nhôm
2.Nhôm hidroxit
3.Nhôm sunfat
1.Nhôm oxit
a.Tính chất vật lý
b.Tính chất hóa học
Không tan trong nước
Nóng chảy ở 2050oC
Chất rắn, màu trắng
Tác dụng với axit: Al2O3 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2O
Tác dụng với dd kiềm: Al2O3 + 2NaOH -> 2NaAlO2 + H2O
Là oxit lưỡng tính
‼Chú ý
Khi khử Al2O3 bằng C, chỉ thu được Al4C3 mà không thu được Al4C3, mà không thu được Al
Al2O3 + 9C to(>2000oC) -> Al4C3 + 6CO
Nhôm oxit không tác dụng với CO và H2 ở bất kỳ điều kiện nhiệt độ nào
c.Trong tự nhiên
Dạng ngậm nước: Là thành phần chủ yếu của quặng boxit (Al2O3. 2H2O)
Dạng khan
Ít phổ biến
Thường gặp
Có cấu tạo tinh thể là đá quý
Hồng ngọc (trong tinh thể Al2O3 thay 1 số ion Al3+ bằng Cr3+) => làm đồ trang sức, chân kính đồng hồ, kĩ thuật laze
Saphia (tinh thể Al2O3 lẫn tạp chất Fe2+, Fe3+, Ti4+) => đồ trang sức
Coridon ở dạng tinh thể trong suốt, không màu, rất rắn => chế tạo đá mài, giấy nhám
Bột Al2O3 trong công nghiệp sản xuất chất xúc tác cho tổng hợp hữu cơ
click to edit
I.Nhôm
- Ứng dụng
Phản ứng nhiệt nhôm (Al + Fe2O3): hh tecmit -> Hàn đường ray
Là KL nhẹ, bền với không khí -> Chế tạo ô tô, máy bay, tên lửa...
Nhẹ dẫn điện tốt, ít bị gỉ, không độc -> Làm dụng cụ nhà bếp
Nhôm và hợp kim của nó màu trắng bạc, đẹp -> Trang trí nội thất và trang trí nhà cửa
- Điều chế
Tinh chế: Al2O3 (đpnc, Na3AlF6) -> Al + O2
Loại bỏ tạp chất từ quặng Al2O3.2H2O
- Vị trí trong bảng tuần hoàn
Trong hợp chất Al có số oxh +3 (do dễ nhường 3e hóa trị)
Cấu hình: 1s²2s²2p⁶3s²3p¹
Cấu trúc mạng tinh thể: Lập phương tâm diện
Ô: 13, Chu kì:3, Nhóm IIIA
- Tính chất hóa học
e.Phản ứng với axit
H2SO4, HNO3 đặc nguội: Nhôm bị thụ động
HNO3, H2SO4đ
Al + H2SO4đ (to)-> Al2(SO4)3 + spk (H2S, SO2, S) + H20
Al + HNO3 (to)-> Al(NO3)3 + spk (NO2, N2, N2O, NO, NH4N03) + H2O
HCl, H2SO4l
Al + HCl -> AlCl3 + H2
TQ: Al + H+ -> Al3+ + H2
d.Phản ứng với dung dịch kiềm
NaOH + Al(OH)3 -> NaAlO2 + 2H2O (2)
Al + H2O -> Al(OH)3 + H2 (1)
a.Có tính khử mạnh
c.Phản ứng với nước
Thực tế, Al không phản ứng với nước do có lớp màng oxit bảo vệ
Tan một phần nhỏ: Al + H2O -> Al(OH)3 + H2 ( phản ứng dừng lại vì Al(OH)3 không tan trong nước
b.Phản ứng với phi kim
Bột nhôm tự bốc cháy khi tiếp xúc với khí clo
Al + Cl2 -> AlCl3
Al bền trong không khí ở nhiệt độ thường
Al + O2 (to) -> Al2O3 (lớp màng bảo vệ oxit
- Tính chất vật lý
KL nhẹ
Mềm, dễ kéo sợi, dễ dát mỏng -> dùng làm giấy gói kẹo, gói thuốc lá...
Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt
Ứng dụng
Chế tạo gốm sứ Alumina (nc ở to cao lên đến 1100oC)
Sản xuất chất hút ẩm
Kem che khuyết điểm, kem chống nắng, sơn móng tay, son môi, giấy nhám...
a.Tính chất vật lý
b.Tính chất hóa học
Chất rắn, màu trắng
Kết tủa ở dạng keo
Là hidroxit lưỡng tính
Hợp chất kém bền với nhiệt
2Al(OH)3 to -> Al2O3 + 3H2O
Tác dụng với axit mạnh (HCl, HNO3, H2SO4đ...)
VD: Al(OH)3 + 3HCl -> AlCl3 + 3H2O
Tác dụng với dung dịch kiềm mạnh (NaOH, KOH...)
c.Điều chế
Kết tủa ion Al3+
Kết tủa AlO2-
AlCl3 + Na2CO3 + H2O -> Al(OH)3 + NaCl + CO2
AlCl3 + 3NH3 + 3H2O -> Al(OH)3 + 3NH4Cl
NaAlO2 + CO2 + 2H2O -> Al(OH)3 + NaHCO3
a.Phân loại
b.Ứng dụng
Dạng khan: Tan trong nước tỏa nhiệt làm dung dịch nóng lên bị hidrat hóa
Dạng ngậm nước
Phèn chua:
KAl(SO4)2. 12H20
hoặc K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O
Phèn nhôm: Thay ion K+ trong phèn chua bằng Li+, Na+, NH4
Giảm độ pH của đất vườn
Nhôm sunfat được cho vào bột giấy cùng với muối ăn
Sử dụng trong nước lọc
Gắn màu trong dệt nhuộm và in ấn
4.Cách nhận biết ion Al3+ trong dd
Cho từ từ dd NaOH đến dư vào dd thí nghiệm, nếu có kết tủa keo xuất hiện rồi tan trong NaOH dư -> có ion Al3+
PTTQ: Al(OH)3+ + OH- -> AlO2- + 2H2O
VI.Nước cứng
1.Khái niệm
Nước cứng: Có nhiều Ca2+, Mg2+
Nước mềm: Chứa ít hoặc không chứa Ca2+, Mg2+
2.Phân loại
Nước cứng tạm thời
Là nước cứng chứa ion HCO3-
TQ: M(HCO3)2
Nước cứng vĩnh cửu
Là nước cứng chứa ion Cl-, SO42-
TQ: MCl2, MSO4
Nước cứng toàn phần
Nước có chứa HCO3-, Cl-, SO42-
TQ: M(HCO3)2, MCl2, MSO4
3.Tác hại
Nấu ăn -> thức ăn lâu chín, giảm mùi vị
Nồi hơi nước -> cặn gây nổ
Người sử dụng trực tiếp -> sỏi thận
Giặt quần áo -> Xà phòng ít bọt, tốn nước; quần áo mau bị mục nát
4.Cách làm mềm
Vật lý
Hóa học
Giảm nồng độ Ca2+, Mg2+
Đun sôi -> Áp dụng nước cứng tạm thời
M(HCO3)2 to -> MCO3 + CO2 + H20
dd kiềm (Ca(OH)2, NaOH,...) -> áp dựng nước cứng tạm thời
Muối cacbonat (Na2CO3..), photphat(Na3PO4) -> áp dụng cả tạm thời cả vĩnh cửu
5.Cách nhận biết ion Ca2+, Mg 2+ trong dd
Sục khí CO2 dư vào dd nếu kết tủa tan chứng tỏ sự có mặt của Ca2+ hoặc Mg2+
c. Định luật Faraday
m=AIt/nF
Sắt và hợp chất của sắt
SẮT
Hợp chất của sắt
Tính chất vật lý
Tính chất hóa học
Vị trí, cấu hình e
Trạng thái tự nhiên
chu kì 4
nhóm VIIIB
ô 26
cấu hình: [Ar]3d64s2
màu trắng hơi xám
dẫn điện, dẫn nhiệt tốt
nặng, dễ rèn
nóng chảy ở to cao
có tính nhiễm từ
Tác dụng với PK
Tác dụng với axit
Nhận xét chung
Khi tác dụng với chất oxh yếu, sắt bị oxh đến số oxh +2
Khi tác dụng với chất oxh mạnh, sắt bị oxh đến số oxh +3
3Fe + 2O2 (to) -> Fe3O4
2Fe + 3Cl2 -> 2FeCl3
Fe + S (to) -> FeS
Tác dụng với HCl, H2SO4l
Tác dụng với HNO3, H2SO4đn
Fe + H+ -> Fe2+ +H2
VD: Fe + HCl -> FeCl2 + H2
Fe dư thì: Fe + Fe3+ -> Fe2+
Fe bị thụ động trong (HNO3 hoặc H2SO4) đặc nguội
Fe khử N+5, S+6 xuống số oxh thấp hơn
VD: Fe + HNO3 -> Fe(NO3)3 + NO + H2O
Tác dụng với dd muối
Fe bị oxh thành Fe2+
VD: Fe + AgNO3 -> Fe(NO3)2 + Ag
Nếu Ag+ dư: Fe2+ + Ag+ -> Fe3+ + Ag
Fe + Fe3+ -> Fe2+
Fe có thể khử được ion của các KL đứng sau nó trong dãy điện hóa của KL
Chiếm khoảng 5% m vỏ TĐ, đứng thứ 2 trong các KL và đứng thứ 4 trong các nguyên tố
Trong tự nhiên, tồn tại chủ yếu dạng hợp chất
Hematit đỏ: Fe2O3
Hematit nâu: Fe2O3. nH2O
Manhetit: Fe3O4
Xiderit: FeCO3
Pirit: FeS2
Sắt có trong hemoglobin của máu, vận chuyển oxi duy trì sự sống
Sắt tự do có trong thiên thạch
HỢP KIM CỦA SẮT
Sắt (II)
Sắt (III)
Gang
click to edit
click to edit
click to edit
click to edit
Vừa có tính oxh, vừa có tính khử (tính chất đặc trưng)
Sắt (II) oxit
Sắt (II) hidroxit
Muối sắt (II)
Sắt (III) oxit
Sắt (III) hidroxit
Muối sắt (III)
click to edit
Tính chất hóa học
Điều chế
Tính chất vật lý
màu đen
không tan trong nước
NX chung: có tính oxh
Là oxit bazo => Dễ tan trong ax mạnh Fe2O3 + 6HCl -> 2FeCl3 + 3H2O
Tính oxh
: Tác dụng với chất khử: CO, H2...
FeO + CO (to) -> Fe + CO2
Dùng CO hay H2 khử sắt (III) oxit ở 500 oC
Fe2O3 + CO (500oC) -> 2FeO + CO2
Tính chất hóa học
Điều chế
Tính chất vật lý
Chất rắn, màu hơi xanh
Không tan trong nước
Là 1 bazo
Tính khử
Fe(OH)2 (to, khong chân khong)-> FeO + H2O
Tác dụng với axit (HCl, H2SO4l) -> muối sắt (II) Fe(OH)2 + H+ -> Fe2+ + H2O
click to edit
click to edit
click to edit
Trong MT không có không khí để thu được sản phẩm tinh khiết
Fe2+ +2OH- -> Fe(OH)2
ƯD
Điều chế
TCHH
Chú ý
Nhận xét
Đa số tan trong nước, khi kết tinh thường ở dạng ngậm nước: FeSO4.7H2O...
Dễ bị oxh thành muối sắt (III)