Kiến thức

Tính Chất Hóa Học Của Kim Loại Phần 2-Nhôm-Sắt-Đồng-Crom

Tính Chất Hóa Học Của Kim Loại Phần 2 – Nhôm – Sắt – Đồng – Crom

admin

October 11, 2019

Tin Tức

Comments Off on Tính Chất Hóa Học Của Kim Loại Phần 2 – Nhôm – Sắt – Đồng – Crom 753 Views

Tính Chất Hóa Học Của Kim Loại Phần 2 – Nhôm – Sắt – Đồng – Crom

Bài dài và vô cùng chi tiết không dành cho những cậu ấm cô chiêu lười học bài .

Bạn đang xem: Tính Chất Hóa Học Của Kim Loại Phần 2-Nhôm-Sắt-Đồng-Crom

Tính chất hoá học của Nhôm

– Nhôm là kim loại có tính khử mạnh, chỉ sau kim loại kiềm và kiểm thổ nên dễ bị oxi hoá thành ion dương:

Al → Al3+ + 3e

1. Nhôm tác dụng với Phi kim

a) Nhôm tác dụng với Oxi (Al + O2)

– Al chỉ phản ứng với oxi trên bề mặt (vì tạo ra lớp màng oxit bao phủ bề mặt, bảo vệ và ngăn cản Al tham gia phản ứng tiếp):

2Al + 3O2 → Al2O3

– Bột Al cháy trong không khí khi được đun nóng cho ngọn lửa màu sáng chói.

– Muốn phản ứng xảy ra hoàn toàn thì phải loại bỏ lớp oxit bao phủ trên bề mặt Al (bằng cách tạo hỗn hỗng Al – Hg hoặc dùng Al bột đun nóng).

b) Nhôm tác dụng với các phi kim khác

– Nhôm phản ứng được với các phi kim khác → muối.

– Al tự bốc cháy khi tiếp xúc với các halogen:

* Tổng quát: 2Al + 3X2 → 2AlX3

– Al tác dụng với Clo: Al + Cl2

 2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

– Khi đun nóng, Al tác dụng với bột S: Al + S

2Al + 3S  Al2S3

– Khi nhiệt độ rất cao (8000C), Al kết hợp với C và N2: Al + C    

4Al + 3C  Al4C3

2. Nhôm tác dụng với nước

– Al không phản ứng với nước vì được lớp oxit mỏng, bền và đặc khít bảo vệ. Nếu phá bỏ lớp oxit bao phủ bề mặt, Al phản ứng trực tiếp với nước.

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2

– Al(OH)3 là chất kết tủa dạng keo màu trắng khi sinh ra sẽ bao kín bề mặt của Al kim loại ngăn cách không cho Al tiếp xúc với nước để phản ứng tiếp nữa. Phản ứng này chỉ có ý nghĩa về mặt lý thuyết.

3. Nhôm tác dụng với oxit của kim loại kém hoạt động hơn (phản ứng nhiệt nhôm)

– Al khử được oxit của các kim loại đứng sau nó:

2yAl + 3FexOy  yAl2O3 + 3xFe

– Al tác dụng với Fe2O3: Al + Fe2O3

 2Al + Fe2O3  Al2O3 + 2Fe

– Al tác dụng với CuO: Al + CuO

2Al + 3CuO  Al2O3 + 3Cu

* Những lưu ý khi giải bài tập về phản ứng nhiệt nhôm:

+ Nếu hỗn hợp sau phản ứng cho tác dụng với dung dịch kiềm → H2 thì Al còn dư sau phản ứng nhiệt nhôm hoặc hiệu suất H của phản ứng < 100%

+ Nếu hỗn hợp sau phản ứng cho tác dụng với dung dịch kiềm không có khí thoát ra chứng tỏ không dư Al.

+ Khối lượng hỗn hợp trước và sau phản ứng không đổi (bảo toàn khối lượng).

+ Vận dụng bảo toàn electron.

4. Nhôm tác dụng với dung dịch axit

a) Nhôm tác dụng với dd HCl, H2SO4 loãng

– Al phản ứng dễ dàng với dd axit HCl, H2SO4 loãng → muối + H2

– Tác dụng với axit HCl: Al + HCl

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

– Tác dụng với axit H2SO4 : Al + H2SO4

2Al + 3H2SO4 loãng → Al2(SO4)3 + 3H2

b) Nhôm tác dụng với các axit có tính oxi hóa mạnh: HNOloãng hoặc đặc, H2SO4 đậm đặc

– Nhôm tác dụng với HNO3: Al + HNO3

Al + HNO3 → Al(NO3)3 + {NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3} + H2O

Ví dụ: Al + 4HNO3 loãng → Al(NO3)3 + NO + 2H2O

Al + 6HNO3 đặc, nóng → Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

– Nhôm tác dụng với H2SO4: Al + H2SO4

2Al + 6H2SO4 đặc, nóng → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

* Lưu ý:

– Al thụ động với H2SO4 đặc nguội và HNO3 đặc nguội → có thể dùng thùng Al để chuyên chở axit HNO3 đặc nguội và H2SO4 đặc nguội.

– Phản ứng của Al với dung dịch HNO3 có thể tạo thành muối amoni.

5. Nhôm tác dụng với dung dịch bazơ

+ Al tham gia phản ứng dễ dàng với các dung dịch kiềm:

– Al tác dụng với NaOH: Al + NaOH

2Al + 2NaOH + 2H2O → 2NaAlO2 + 3H2

– Al tác dụng với Ba(OH)2 : Al + Ba(OH)2

2Al + Ba(OH)2 + 2H2O → Ba(AlO2)2 + 3H2

* Cơ chế phản ứng:

+ Trước tiên, Al tham gia phản ứng với nước:

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2

+ Al(OH)3 sinh ra là hiđroxit lưỡng tính tan được trong dung dịch kiềm:

Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H­2O

+ Quá trình này lặp đi lặp lại đến hết.

* Đặc biệt chú ý: Nếu cho hỗn hợp Na, K, Ba, Ca và Al (hoặc Zn) vào nước dư, xảy ra các phản ứng:

2M  + 2H2O → 2MOH + H2

MOH + H2O + Al → MAlO2 + 32H2

+ Trong quá trình giải toán có 2 trường hợp xảy ra:

* Trường hợp 1. Cả kim loại kiềm và Al đều phản ứng hết nếu số mol kim loại kiềm ≥ số mol Al.

* Trường hợp 2. Kim loại kiềm phản ứng hết, Al dư nếu số mol kim loại kiềm < số mol Al.

6. Nhôm tác dụng với dung dịch muối

– Al đẩy được kim loại đứng sau ra khỏi dung dịch muối của chúng:

 Ví dụ: Al + CuSO4 hay Al + Cu(NO3)2

2Al + 3CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3Cu↓

– Phản ứng với muối nitrat trong môi trường kiềm:

8Al + 3NaNO3 + 5NaOH + 2H2O → 8NaAlO2 + 3NH3

– Phản ứng với muối nitrat trong môi trường axit (giống phản ứng với HNO3):

Al + 4H+ + NO3 → Al3+ + NO↑ + 2H2O

Tính chất hoá học của Sắt (Fe)

* Sắt là kim loại có hoá trị II và III

  • Sắt tác dụng với phi kim
  • Sắt tác dụng với axit
  • Sắt tác dụng với muối
  • Sắt tác dụng với nước

1. Sắt tác dụng với phi kim

+ Khi đun nóng sắt tác dụng với hầu hết phi kim.

a) Sắt tác dụng với oxy

3Fe + 2O2  Fe3O4

– Fe3Olà oxit sắt từ, là oxit của hỗn hợp sắt có hóa trị II và III: FeO và Fe2O3

b) Sắt tác dụng với phi kim khác.

2Fe + 3Cl2  2FeCl3

– Ngoài Oxi (O) và Lưu huỳnh (S), sắt có thể tác dụng được với nhiều phi kim khác như Cl2, Br2,… tạo thành muối.

2. Sắt tác dụng với Axit

– Sắt tác dụng với HCl, H2S04 loãng tạo thành muối sắt (II) và giải phóng H2.

Fe + 2HCl loãng  → FeCl2 + H2

Fe + 2H2SO4 loãng  → FeSO4 + H2

Chú ý:  Sắt Fe không phản ứng với axit HNO3 đặc, nguội và axit H2S04 đặc, nguội; do ở nhiệt độ thường, sắt tạo ra lớp oxit bảo vệ kim loại trở nên “thụ động”, không bị hòa tan.

– Sắt tác dụng với HNO3 đặc nóng, H2SO4 đặc nóng tạo thành muối sắt III

Fe + H2SO4 đặc,nóng → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3 đặc,nóng → Fe(NO3)3 + 3NO2 + H2O

3. Tác dụng với dung dịch muối

– Sắt tác dụng với dung dịch muối của những kim loại kém hoạt động hơn trong dãy điện hoá, tạo thành dung dịch muối sắt và giải phóng kim loại trong muối

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

4. Tác dụng với nước

– Sắt hầu như không có phản ứng với nước lạnh, nhưng nếu cho Fe đi qua hơi nước ở nhiệt độ cao thì Fe khử  H2O giải phóng H2

_ Khi t0C < 5700C:  3Fe + 4H2O → Fe3O+ 4H2

_ Khi t0C > 5700C:  Fe + H2O → FeO + H2

Tính chất hoá học của Crom – Cr

– Crom là kim loại có tính khử mạnh hơn sắt, có mức oxi hóa từ +1 đến +6, nhưng phổ biến hơn cả là +2, +3, +6.

1. Crom tác dụng với phi kim

– 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.

– Crom tác dụng với Oxi: Cr + O2

4Cr + 3O2  →  2Cr2O3

– Crom tác dụng với Clo: Cr + Cl2

2Cr + 3Cl2 →  2CrCl3

2. Crom tác dụng với nước

–  Không tác dụng với nước do có màng oxit bảo vệ.

3. Crom 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.

– Crom tác dụng với axit HCl : Cr + HCl

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2

– Crom tác dụng với axit H2SO4 : Cr + H2SO4

Cr + H2SO4 → CrSO4 + H2

– Phương trình ion: 2H+ + Cr → Cr2+ + H2

Lưu ý: Crôm thụ động với axit H2SO4 và HNO3 đặc, nguội.

IV. Hợp chất của Crom (II) – Cr2+

1. Crom (II) Oxit – CrO

– CrO là một oxit bazơ. Màu đen

– CrO có tính khử, trong không khí CrO dễ bị oxi hóa thành Cr2O3.

– Dung dịch CrCl2 để ngòai không khí lại chuyển từ màu xanh lam sang màu lục

– CrCl2 trong dung dịch phân ly ra Cr2+ và Cl. Ion Cr2+ tồn tại ở dạng [Cr(H2O)]2+ có màu xanh, nên dung dịch CrCl2 có màu xanh.

– Mặt khác trạng thái oxi hóa +2 của Cr có tính khử mạnh, ngay trong dung dịch CrCl2 bị oxi hóa bởi oxi không khí chuyển thành CrCl3. Ion Cr3+ trong dung dịch tồn tại duới dạng [Cr(H2O)]3+ có màu lục. Nên trong không khí CrCl2 chuyển từ màu xanh lam sang màu lục.

2. Crom (II) hidroxit – Cr(OH)2

– Cr(OH)2 là chất rắn, màu vàng.

– Cr(OH)2 có tính khử, trong không khí oxi hóa thành Cr(OH)3

– Cr(OH)2 là một bazơ.

3. Muối crom (II)

– Muối crom (II) có tính khử mạnh.

V. Hợp chất của Crom (III) – Cr3+

1. Crom (III) oxit – Cr2O3

– Cr2O3 có cấu trúc tinh thể, mu lục thẫm, có nhiệt độ nóng chảy cao( 22630C)

– Cr2O3 là oxit lưỡng tính, tan trong axit và kiềm đặc.

– Cr2O3 được dùng tạo màu lục cho đồ sứ, đồ thủy tinh.

2. Crom (III) hidroxit – Cr(OH)3

– Cr(OH)3 là hiroxit lưỡng tính, kết tủa nhầy, màu lục nhạt, tan được trong dung dịch axit và dung dịch kiềm.

+ Bị phân huỷ bởi nhiệt tạo oxit tương ứng:

2Cr(OH)3  Cr2O3 + 3H2O

Ví dụ 1: Viết các phương trình phản ứng của Cr(OH)3 lần lượt với Na2O2, H2O2, Cl2, Br2, NaOCl, PbO2, KMnO4 trong môi trường kiềm. (Cr3+ bị oxi hoá lên +6).

Cr(OH)3 +3Na2O2 → 2Na2CrO4 + 2NaOH + 2H2O

2Cr(OH)+ 3H2O2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 8H2O

2Cr(OH)3 + 3Cl2  +  10 NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8 H2O

2Cr(OH)3  +  3Br2  + 10NaOH → 2Na2CrO4 +  6NaBr + 8H2O

2Cr(OH)3 + 3NaOCl  + 4NaOH →  2Na2CrO4 +  3NaCl + 5H2O

2Cr(OH)3 + 3PbO2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 3PbO + 5H2O

Cr(OH)3  + 3KmnO4 + 5KOH → K2CrO4 + 3K2MnO4 + 4H2O

Ví dụ 2: Cho NaOH đến dư vào dung dịch CrCl3, sau đó cho vào dung dịch thu đựợc một ít tinh thể Na2O2, ta có các PTHH của phản ứng:

+ Ban đầu xuất hiện kết tủa keo màu xanh nhạt, lượng kết tủa tăng dần đến cực đại, do phản ứng:

CrCl3 + 3NaOH → Cr(OH)3↓ + 3NaCl

+ Lượng kết tủa tan dần đến hết trong NaOH dư:

Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2 + 2H2O

+ Cho tinh thể Na2O2 vào dung dịch thu được, ta thấy dung dịch xuất hiện màu vàng do tạo muối cromat:

2NaCrO2  + 3Na2O2  + 4H2O → 2Na2CrO4 + 4NaOH

3. Muối crom (III)

– Muối crom (III) có tính khử và tính oxi hóa.

– Muối Cr(III): CrCl3 màu tím, Cr2(SO4)3 màu hồng.

Chú ý: khi vào dung dịch, muối Cr(III) có màu tím-đỏ ở nhiệt độ thường và màu lục khi đun nóng.

– Trong môi trường axit, muối crom (III) có tính oxi hóa bị Zn khử thành muối crom (II)

– Trong môi trường kiềm, muối crom (III) có tính khử và bị chất oxi hóa mạnh oxi hóa thành muối crom (VI).

Phương trình ion:

– Phèn crom-kali K2SO4.Cr2(SO4)3.24H2O có màu xanh tính, được dùng để thuộc da, làm chất cầm màu trong ngành nhuộm vải.

VI. Hợp chất của Crom (VI) – Cr6+

1. Crom (VI) Oxit – CrO3

– CrOlà chất oxi hóa rất mạnh. Một số chất vô cơ và hữu cơ như S, P, C, NH3, C2H5OH,… bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3, CrO3 bị khử thành Cr2O3.

– CrO3 là oxit axit, khi tác dụng với nước tạo thành hỗn hợp axit cromic H2CrO4 và axit đicromic H2Cr2O7. Hai axit này không thể tách ra ở dạng tự do, chỉ tồn tại trong dung dịch. Nếu tách ra khỏi dung dịch, chúng bị phân hủy thành CrO3.

2. Muối cromat và đicromat

– Ion cromat CrO42- có màu vàng. Ion đicromat Cr2O2- có màu da cam.

– Trong môi trường axit, cromat (màu vàng), chuyển hóa thành đicromat.(màu da cam)

– Trong môi trường kiềm đicromat.(màu da cam), chuyển hóa thành cromat (màu vàng)

* Tổng quát:

– Muối cromat và đicromat có tính oxi hóa mạnh, chúng bị khử thành muối Cr (III).

– (NH4)2Cr2O7 bị nhiệt phân theo phản ứng:

(NH4)2Cr2O7  Cr2O3 + N2↑ + 4H2O

– Phèn Crom : Cr2(SO4)3.K2SO4.24H2O

 Cr2(SO4)3 + 6KOH → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4

2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O.

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4

K2Cr2O7 + H2SO4 đặc → CrO3 + K2SO4 + H2O

Tính chất hoá học của Đồng

– Đồng có tính khử yếu: Cu → Cu2+ + 2e

1. Đồng tác dụng với phi kim

+ Đồng tác dụng với Oxi: Cu + O2

– Với oxi tạo màng CuO bảo vệ: 2Cu + O2 → 2CuO

– Ở 800 – 10000C: CuO + Cu → Cu2O

+ Đồng tác dụng với Clo: Cu + Cl2

– Với clo:  Cu + Cl2 → CuCl2

– Với lưu huỳnh: Cu + S → CuS

2. Đồng tác dụng với axit

a) Đồng (Cu) không phản ứng với axit HCl, H2SO4 loãng (axit oxi hoá yếu)

– Cu không phản ứng với các axit không có tính oxi hoá mạnh.

– Khi có O2, phản ứng lại xảy ra:

2Cu + 4H+ + O2 → 2Cu2+ + 2H2O

b) Đồng (Cu) phản ứng với axit HNO3 và H2SO4 đặc nóng (axit oxi hoá mạnh)

+ Đồng tác dụng với axit Nitric: Cu+ HNO3

Cu + 4HNO3 đặc, nóng → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

+ Đồng tác dụng với axit Sunfuric: Cu+ H2SO4

Cu + 2H2SO4 đặc,nóng → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

3. Đồng tác dụng với dung dịch muối

Đồng tác dụng với AgNO3: Cu+ AgNO3

Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag↓

Đồng tác dụng với Fe2(SO4)3 : Fe+ Fe2(SO4)3

Cu + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+

– Lưu ý với muối nitrat trong môi trường axit:

3Cu + 8H++ 2NO3 → 3Cu2++2NO↑ + 4H2O

TAGs : violet video thực hành soạn 23 nêu giống mỗi viết minh họa alcl3 al2(so4)3 bày 12 9 luyện bản 39 sơ tư duy trưng vị 38 chung fe3o4 fe(oh)3 fe(oh)2 fe2+ fes2 nifedipine

Hanimexchem sẽ còn trở lại ở seri chia sẻ tính chất hóa học của nhiều chất mới ở phần kế tiếp. Mời các bạn đón đọc !

2019-10-11

admin

Chuyên mục: Kiến thức

Related Articles

Trả lời

Email của bạn sẽ không được hiển thị công khai. Các trường bắt buộc được đánh dấu *

Check Also
Close
Back to top button