Tóm tắt lý thuyết Hóa vô cơ 12 - Chương 5: Đại cương về kim loại

hất vật lí chung của kim loại gây nên bởi sự có mặt của các electron tự do trong mạng tinh 
thể kim loại. 
II./ Tính chất hóa học: 
Tính chất hóa học chung của kim loại là tính khử (dễ bị oxi hóa) 
 M ---> Mn+ + ne (n=1,2 hoặc 3e) 
1./ Tác dụng với phi kim: 
Thí dụ: 2Fe + 3Cl2 →
ot 2FeCl3 Cu + Cl2 →
ot CuCl2 
 4Al + 3O2 →
o
t 2Al2O3 Fe + S →
o
t FeS 
2./ Tác dụng với dung dịch axit: 
a./ Với dung dịch axit HCl , H2SO4 loãng: (trừ Cu , Ag , Hg , Pt, Au) → muối + H2. 
Thí dụ: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 
b./ Với dung dịch HNO3 , H2SO4 ñặc: (trừ Pt , Au ) → muối + sản phẩm khử + nước. 
Thí dụ: 3Cu + 8HNO3 (loãng) →
o
t 3Cu(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O 
 Fe + 4HNO3 (loãng) →
ot Fe(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O 
 Cu + 2H2SO4 (ñặc) →
o
t CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O 
Chú ý: HNO3 , H2SO4 ñặc nguội không phản ứng với các kim loại Al , Fe, Cr  
3./ Tác dụng với nước: Li , K , Ba , Ca , Na + nước ở nhiệt ñộ thường → bazơ + H2 
Thí dụ: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 
4./ Tác dụng với dung dịch muối: kim loại mạnh hơn khử ion của kim loại yếu hơn trong dung dịch 
muối thành kim loại tự do. 
 Thí dụ: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu 
 ðiều kiện ñể kim loại A ñẩy kim loại B ra khỏi muối : A + Bn+ 
 
 + Kim loại A ñứng trước kim loại B trong dãy hoạt ñộng hóa học 
 +Kim loại A không tan trong nước 
 +Muối tạo thành phải tan 
III./ Dãy ñiện hóa của kim loại: 
1./ Dãy ñiện hóa của kim loại: 
 K+ Na+ Ca2+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H Cu2+ Fe3+ Hg2+ Ag+ Pt2+ Au3+ 
 Tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần 
 K Na Ca Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe
2+ Hg Ag Pt Au 
 Tính khử của kim loại giảm dần 
2./ Ý nghĩa của dãy ñiện hóa: 
Dự ñoán chiều của phản ứng giữa 2 cặp oxi hóa khử xảy ra theo chiều: chất oxi hóa mạnh hơn sẽ 
oxi hóa chát khử mạnh hơn sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn.( qui tắc α ) 
Thí dụ: phản ứng giữa 2 cặp Fe2+/Fe và Cu2+/Cu là: 
 Cu2+ + Fe → Fe2+ + Cu 
 Oxh mạnh khử mạnh oxh yếu khử yếu 
Fe2+ Cu2+
Fe Cu
 - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 2 
Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu 
Toång quaùt: Giaû söû coù 2 caëp oxi hoaù – khöû Xx+/X vaø Yy+/Y (caëp Xx+/X ñöùng tröôùc caëp Yy+/Y). 
X
x+
Y
y+
X Y
Phương trình phản ứng : Yy+ + X → Xx+ + Y 
Bài 20: SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI 
I./ Khái niệm: Sự ăn mòn kim loại là sự phá hủy KL hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi 
trường xung quanh. 
 M ----> Mn+ + ne 
II./ Các dạng ăn mòn kim loại: 
1./ Ăn mòn hóa học: là quá trình oxi hóa - khử, trong ñó các electron của kim loại ñược chuyển trực tiếp 
ñến các chất trong môi trường. 
2./ Ăn mòn ñiện hóa học: 
a./ Khái niệm: ăn mòn ñiện hóa là quá trình oxi hóa – khử, trong ñó kim loại bị ăn mòn do tác 
dụng của dung dịch chất ñiện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm ñến cực dương. 
b./ Cơ chế: 
+ Cực âm: kim loại có tính khử mạnh hơn bị oxi hóa. 
+ Cực dương: kim loại có tính khử yếu hơn. 
III./ Chống ăn mòn kim loại: 
a./ Phương pháp bảo vệ bề mặt: 
b./ Phương pháp ñiện hóa: Nối kim loại cần bảo vệ với một kim loại có tính khử mạnh hơn. 
Thí dụ: ñể bảo vệ vỏ tàu biển làm bằng thép người ta gắn vào những mặt ngoài của vỏ tàu (phần 
chìm dưới nước) những lá kẽm (Zn). 
Bài 21: ðIỀU CHẾ KIM LOẠI 
I./Nguyên tắc: Khử ion kim loại thành nguyên tử. 
Mn+ + ne ----> M 
II./ Phương pháp: 
1./ Phương pháp nhiệt luyện: dùng ñiều chế những kim loại (sau Al) như: Zn , Fe , Sn , Pb , Cu , Hg  
Dùng các chất khử mạnh như: C , CO , H2 hoặc Al ñể khử các ion kim loại trong oxit ở nhiệt ñộ cao. 
Thí dụ: PbO + H2 →
o
t Pb + H2O Fe2O3 + 3CO →
o
t 2Fe + 3CO2 
2./ phương pháp thủy luyện: dùng ñiều chế những kim loại Cu , Ag , Hg  
Dùng kim loại có tính khử mạnh hơn ñể khử ion kim loại trong dung dịch muối 
Thí dụ: Fe + CuSO4 ---> Cu + FeSO4 
3./ Phương pháp ñiện phân: 
a./ ñiện phân nóng chảy: ñiều chế những kim loại K , Na , Ca , Mg , Al. 
ðiện phân nóng chảy các hợp chất (muối, oxit, bazơ) của chúng. 
Thí dụ: 2NaCl →ñpnc 2Na + Cl2 MgCl2 →
ñpnc Mg + Cl2 2Al2O3 →
ñpnc 4Al + 3O2 
b./ ðiện phân dung dịch: ñiều chế kim loại ñứng sau Al. 
Thí dụ: CuCl2 →
ñpdd Cu + Cl2 
 4AgNO3 + 2H2O →
ñpdd 4Ag + O2 + 4HNO3 
 CuSO4 + 2H2O →
ñpdd 2Cu + 2H2SO4 + O2 
c./Tính lượng chất thu ñược ở các ñiện cực m= 
n
AIt
96500
 m: Khối lượng chất thu ñược ở các ñiện cực 
 A: Khối lượng mol nguyên tử (hay M) 
 I: Cường ñộ dòng ñiện (ampe0 
 t : Thời gian (giây) 
 - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 3 
 n : số electron mà nguyên tử hay ion cho hoặc nhận 
Chương 6: KIM LOẠI KIỀM , KIM LOẠI KIỀM THỔ , NHÔM 
Bài 25: KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM 
A./ Kim loại kiềm: 
I./ Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu hình electron: 
Kim loại kiềm gồm: Liti (Li) , Natri (Na) , Kali (K) , Rubiñi (Rb) , Xesi (Cs) , Franxi (Fr). 
Thuộc nhóm IA Cấu hình electron: ns1 ðều có 1e ở lớp ngoài cùng 
Li (Z=3) 1s22s1 hay [He]2s1 
Na (Z=11) 1s22s22p63s1 hay [Ne]3s1 
K (Z=19) 1s22s22p63s23p64s1 hay [Ar]4s1 
II./ Tính chất hóa học: 
Có tính khử mạnh: M ---> M+ + e 
1./ Tác dụng với phi kim: 
Thí dụ: 4Na + O2 ---> 2Na2O 2Na + Cl2 ---> 2NaCl 
2./ Tác dụng với axit (HCl , H2SO4 loãng): tạo muối và H2 
Thí dụ: 2Na + 2HCl ---> 2NaCl + H2↑ 
3./ Tác dụng với nước: tạo dung dịch kiềm và H2 
Thí dụ: 2Na + 2H2O ---> 2NaOH + H2↑ 
III./ ðiều chế: 
1./ Nguyên tắc: khử ion kim loại kiềm thành nguyên tử. 
2./ Phương pháp: ñiện phân nóng chảy muối halogen hoặc hidroxit của chúng. 
Thí dụ: ñiều chế Na bằng cách ñiện phân nóng chảy NaCl và NaOH 
PTðP: 2NaCl →ñpnc 2Na + Cl2 4NaOH →
ñpnc 4Na + 2H2O + O2 
B./ Một số hợp chất quan trọng của kim loại kiềm: 
I./ Natri hidroxit – NaOH 
+ Tác dụng với axit: tạo và nước NaOH + HCl ---> NaCl + H2O 
+ Tác dụng với oxit axit: 
 CO2 +2 NaOH ---> Na2CO3 + H2O (1) 
 CO2 + NaOH ---> NaHCO3 (2) 
 Lập tỉ lệ : 
2CO
NaOH
n
n
f = 
 * :1≤f NaHCO3 * :21 〈〈 f NaHCO3 & Na2CO3 * :2 f≤ Na2CO3 
 * NaOH (dư) + CO2 
 Na2CO3 + H2O 
 * NaOH + CO2 (dư) 
 NaHCO3 
Thí dụ: 2NaOH + CO2 ---> Na2CO3 + H2O 
+ Tác dụng với dung dịch muối: 
Thí dụ: 2NaOH + CuSO4 ---> Na2SO4 + Cu(OH)2↓ 
II./ Natri hidrocacbonat – NaHCO3 
1./ phản ứng phân hủy: 2NaHCO3 →
ot Na2CO3 + CO2 + H2O 
2./ Tính lưỡng tính: 
+ Tác dụng với axit: NaHCO3 + HCl ---> NaCl + CO2 + H2O 
+ Tác dụng với dung dịch bazơ: NaHCO3 + NaOH ---> Na2CO3 + H2O 
III./ Natri cacbonat – Na2CO3 
+ Tác dụng với dung dịch axit mạnh: Na2CO3 + 2HCl ---> 2NaCl + CO2 + H2O 
Muối cacbonat của kim loại kiềm trong nước cho môi trường kiềm 
IV./ Kali nitrat: KNO3 
Tính chất: có phản ứng nhiệt phân 2KNO3 ---> 2KNO2 + O2 
Bài 26: KLK THỔ VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ 
 - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 4 
A./ Kim loại kiềm thổ 
I./ Vị trí – cấu hình electron: 
Thuộc nhóm IIA gồm các nguyên tố sau: beri (Be) , magie (Mg) , canxi (Ca) , stronti (Sr) , bari (Ba). 
Cấu hình electron: ðều có 2e ở lớp ngoài cùng 
Be (Z=4) 1s22s2 hay [He]2s2 
Mg (Z=12) 1s22s22p63s2 hay [Ne]3s2 
Ca (Z= 20) 1s22s22p63s23p64s2 hay [Ar]4s2 
II./ Tính chất hóa học: 
Có tính khử mạnh (nhưng yếu hơn kim loại kiềm) M ---> M2+ + 2e 
1./ Tác dụng với phi kim: Ca + Cl2 ---> CaCl2 2Mg + O2 ---> 2MgO 
2./ Tác dụng với dung dịch axit: 
a./ Với axit HCl , H2SO4 loãng→ muối và giải phóng H2 Mg + 2HCl ---> MgCl2 + H2 
b./ Với axit HNO3 , H2SO4 ñặc→ muối + sản phẩm khử + H2O 
Thí dụ: 4Mg + 10HNO3 ( loãng) ---> 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 
 4Mg + 5H2SO4 (ñặc) ---> 4MgSO4 + H2S + 4H2O 
3./ Tác dụng với nước: Ca , Sr , Ba + H2O → bazơ và H2. 
Thí dụ: Ca + 2H2O ---> Ca(OH)2 + H2 
B./ Một số hợp chất quan trọng của canxi: 
I./ Canxi hidroxit – Ca(OH)2: 
+ Tác dụng với axit: Ca(OH)2 + 2HCl ---> CaCl2 + 2H2O 
+ Tác dụng với oxit axit: Ca(OH)2 + CO2 ---> CaCO3↓ + H2O (nhận biết khí CO2) 
+ Tác dụng với dung dịch muối: Ca(OH)2 + Na2CO3 ---> CaCO3 ↓ + 2NaOH 
II./ Canxi cacbonat – CaCO3: 
+ Phản ứng phân hủy: CaCO3 →
o
t CaO + CO2 
+ Phản ứng với axit mạnh: CaCO3 + 2HCl ---> CaCl2 + CO2 + H2O 
+ Phản ứng với nước có CO2: CaCO3 + H2O + CO2 ---> Ca(HCO3)2 
III./ Canxi sunfat: 
Thạch cao sống: CaSO4.2H2O CaSO4.2H2O →
o
t CaSO4.H2O 
Thạch cao nung: CaSO4.H2O 
Thạch cao khan: CaSO4 
C./ Nước cứng: 
1./ Khái niệm: nước có chứa nhiều ion Ca2+ và Mg2+ ñược gọi là nước cứng. 
Phân loại: 
a./ Tính cứng tạm thời: gây nên bởi các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 
b./ Tính cứng vĩnh cửu: gây nên bởi các muối CaSO4 , MgSO4 , CaCl2 , MgCl2 
c./ Tính cứng toàn phần: gồm cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu. 
2./ Cách làm mềm nước cứng: 
Nguyên tắc: là làm giảm nồng ñộ các ion Ca2+ , Mg2+ trong nước cứng. 
a./ phương pháp kết tủa: 
* ðối với nước có tính cứng tạm thời: 
+ ðun sôi , lọc bỏ kết tủa. Ca(HCO3)2 →
o
t
 CaCO3 ↓ + CO2 ↑ + H2O 
+ Dùng Ca(OH)2 , lọc bỏ kết tủa: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 ---> 2CaCO3↓ + 2H2O 
+ Dùng Na2CO3 ( hoặc Na3PO4): Ca(HCO3)2 + Na2CO3 ---> CaCO3 ↓ + 2NaHCO3 
* ðối với nước có tính cứng vĩnh cửu và toàn phần: dùng Na2CO3 (hoặc Na3PO4) 
Thí dụ: CaSO4 + Na2CO3 ---> CaCO3↓ + Na2SO4 
b./ Phương pháp trao ñổi ion: 
3./ Nhận biết ion Ca2+ , Mg2+ trong dung dịch: Thuốc thử: dung dịch chứa CO3
2- (như Na2CO3 ) 
Bài 27: NHÔM VÀ HỢP CHẤT CỦA NHÔM 
A./ Nhôm: 
I./ Vị trí – cấu hình electron: 
 - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 5 
Nhóm IIIA , chu kì 3 , ô thứ 13. 
Cấu hình electron: Al (Z=13): 1s22s22p63s23p1 hay [Ne]3s23p1 Al3+: 1s22s22p6 
II./ Tính chất hóa học: 
Có tính khử mạnh (yếu hơn kim loại kiềm, kiềm thổ) Al --> Al3+ + 3e 
1./ Tác dụng với phi kim : 2Al + 3Cl2 ---> 2AlCl3 4Al + 3O2 ---> 2Al2O3 
2./ Tác dụng với axit: 
a./ Với axit HCl , H2SO4 loãng: 2Al + 6HCl ---> 2AlCl3 + 3H2 
b./ Với axit HNO3 , H2SO4 ñặc, nóng: 
Thí dụ: Al + 4HNO3 (loãng) ---> Al(NO3)3 + NO + 2H2O 
 2Al + 6H2SO4 (ñặc) →
ot Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 
Chú ý: Al không tác dụng với HNO3 ñặc nguội và H2SO4 ñặc nguội 
3./ Tác dụng với oxit kim loại ( PƯ nhiệt nhôm) 
Thí dụ: 2Al + Fe2O3 →
o
t Al2O3 + 2Fe 
4./ Tác dụng với nước: không tác dụng với nước dù ở nhiệt ñộ cao vì trên bề mặt của Al phủ kin một lớp 
Al2O3 rất mỏng, bền và mịn không cho nước và khí thấm qua. 
5./ Tác dụng với dung dịch kiềm: 2Al + 2NaOH + 2H2O ---> 2NaAlO2 + 3H2 ↑ 
IV./ Sản xuất nhôm: 
1./ nguyên liệu: quặng boxit (Al2O3.2H2O) 
2./ Phương pháp: ñiện phân nhôm oxit nóng chảy 
Thí dụ: 2Al2O3 →
ñpnc 4Al + 3O2 
B./ Một số hợp chất của nhôm 
I./ Nhôm oxit – A2O3: là oxit lưỡng tính 
Tác dụng với axit: Al2O3 + 6HCl ---> 2AlCl3 + 3H2O 
Tác dụng với dung dịch kiềm: Al2O3 + 2NaOH ---> 2NaAlO2 + H2O 
II./ Nhôm hidroxit – Al(OH)3: Al(OH)3 là hidroxit lưỡng tính. 
Tác dụng với axit: Al(OH)3 + 3HCl ---> AlCl3 + 3H2O 
Tác dụng với dung dịch kiềm: Al(OH)3 + NaOH ---> NaAlO2 + 2H2O 
ðiều chế Al(OH)3: 
AlCl3 + 3NH3 + 3H2O ---> Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl 
 Hay: AlCl3 + 3NaOH ---> Al(OH)3 + 3NaCl 
III./ Nhôm sunfat: phèn chua : K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay KAl(SO4)2.12H2O 
IV./ Cách nhận biết ion Al3+ trong dung dịch: 
+ Thuốc thử: dung dịch NaOH dư 
+ Hiện tượng: kết tủa keo trắng xuất hiện sau ñó tan trong NaOH dư. 
Bài 31: SẮT (Fe=56) 
I./ Vị trí – cấu hình electron: 
Sắt ở ô thứ 26, nhóm VIIIB, chu kì 4 
Cấu hình electron: Fe (Z=26): 1s22s22p63s23p63d64s2 hay [Ar]3d64s2 
 Fe2+: [Ar]3d6 Fe3+: [Ar]3d5 
II./Tính chất vật lí : 
 Sắt có tính nhiễm từ khí bị nam châm hút.Dẫn ñiện kém và giảm dần :Ag>Cu>Au>Al>Fe 
II./ Tính chất hóa học: 
Có tính khử trung bình Fe ---> Fe+2 + 2e Fe ---> Fe+3 + 3e 
 1./ Tác dụng với phi kim: 
 Thí dụ: Fe + S →
o
t FeS 3Fe + 2O2 →
o
t Fe3O4 2Fe + 3Cl2 →
o
t 2FeCl3 
2./ Tác dụng với axit: 
a./ Với dung dịch HCl, H2SO4 loãng→ muối Fe (II) + H2 
 Thí dụ: Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑ Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 
b./ Với dung dịch HNO3 và H2SO4 ñặc nóng: tạo muối Fe (III) 
 Thí dụ: Fe + 4 HNO3 (loãng) → Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O 
 2Fe + 6H2SO4 (ñặc) →
ot Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O 
 - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 6 
Chú ý: Fe không tác dụng với axit HNO3 ñặc nguội và H2SO4 ñặc nguội 
3. Tác dụng với dung dịch muối: Fe khử ñược ion của các kim loại ñứng sau nó. 
 Thí dụ: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓ 
4./ Tác dụng với nước: Ở nhiệt ñộ thường sắt không khử nước 
Ở nhiệt ñộ cao: 
 Thí dụ: 3Fe + 4H2O  →
< oot 570 Fe3O4 + 4H2↑ 
Fe + H2O  →
> oot 570 FeO + H2↑ 
Bài 32: HỢP CHẤT CỦA SẮT 
I./Hợp chất sắt (II) Tính chất hóa học ñặc trưng của hợp chất sắt (II) là tính khử (dễ bị oxi hóa) 
1./ Sắt (II) oxit: FeO 
 Thí dụ: 3FeO + 10HNO3 (loãng) →
o
t 3Fe(NO3)3 + NO↑ + 5H2O 
 Fe2O3 + CO →
o
t 2FeO + CO2↑ 
2./ Sắt (II) hidroxit: Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O ---> 4Fe(OH)3↓ 
3./ Muối sắt (II): 2FeCl2 + Cl2 ---> 2FeCl3 
Chú ý: FeO , Fe(OH)2 khi tác dụng với HCl hay H2SO4 loãng tạo muối sắt (II) 
 Thí dụ: FeO + 2HCl ---> FeCl2 + H2 Fe(OH)2 + 2HCl ---> FeCl2 + 2H2O 
II./ Hợp chất sắt (III): Hợp chất sắt (III) có tính oxi hóa. 
1./ Sắt (III) oxit: Fe2O3 
- Là oxit bazơ: tác dụng với axit tạo muối sắt (III) và nước. 
 Thí dụ: Fe2O3 + 6HCl ---> 2FeCl3 + 3H2O Fe2O3 + 6HNO3 ---> 2Fe(NO3)3 + 2H2O 
- Bị CO, H2 , Al khử thành Fe ở nhiệt ñộ cao: 
 Thí dụ: Fe2O3 + 3CO →
o
t 2Fe + 3CO2 
ðiều chế: phân hủy Fe(OH)3 ở nhiệt ñộ cao. 
 Thí dụ: 2Fe(OH)3 →
ot Fe2O3 + 3H2O 
2./ Sắt (III) hidroxit: Fe(OH)3 
Tác dụng với axit: tạo muối và nước Thí dụ: Fe(OH)3 + 3H2SO4 ---> Fe2(SO4)3 + 6H2O 
ðiều chế: cho dung dịch kiềm tác dụng với muối sắt (III). FeCl3 + 3NaOH ---> Fe(OH)3 ↓ + 3NaCl 
3./ Muối sắt (III): Có tính oxi hóa (dễ bị khử) 
 Thí dụ: Fe + 2FeCl3 ---> 3FeCl2 Cu + 2FeCl3 ---> 2FeCl2 + CuCl2 
Bài 34: CROM VÀ HỢP CHẤT CỦA CROM 
I./ Vị trí – cấu hình electron: 
Ô thứ 24, thuộc nhóm VIB, chu kì 4 
Cấu hình electron: Cr (Z=24): 1s22s22p63s23p63d54s1 hay [Ar]3d54s1 
II./ Tính chất hóa học: tính khử mạnh hơn sắt, các số oxi hóa thường gặp của crom là: +2 , +3 , +6 
1./ Tác dụng với phi kim: tạo hợp chất crom (III) 
 Thí dụ: 4Cr + 3O2 →
o
t 2Cr2O3 2Cr + 3Cl2 →
o
t 2CrCl3 2Cr + 3S →
o
t Cr2S3 
2./ Tác dụng với nước: Crom (Cr) không tác dụng với nước ở bất kì nhiệt ñộ nào 
3./ Tác dụng với axit:HCl và H2SO4 tạo muối Cr
+2 
 Thí dụ: Cr + 2HCl ---> CrCl2 + H2 Cr + H2SO4 ---> CrSO4 + H2 
Chú ý: Cr không tác dụng với HNO3 ñặc nguội và H2SO4 ñặc nguội. 
III./ Hợp chất của crom: 
1./ Hợp chất crom (III): 
a./ Crom (III) oxit: (Cr2O3) là oxit lưỡng tính 
 Thí dụ: Cr2O3 + 2NaOH ---> 2NaCrO2 + H2O Cr2O3 + 6HCl ---> 2CrCl3 + 3H2O 
b./ Crom (III) hidroxit: (Cr(OH)3) là một hidroxit lưỡng tính. 
 Thí dụ: Cr(OH)3 + NaOH ---> NaCrO2 + 2H2O Cr(OH)3 + 3HCl ---> CrCl3 + 3H2O 
Chú ý: muối crom (III) vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử. 
 Tính OXH: 2CrCl3 + Zn ---> 2CrCl2 + ZnCl2 
 Tính khử: 2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH ---> 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O 
 - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 7 
2./ Hợp chất crom (VI): 
a./ Crom (VI) oxit: CrO3 Là oxit axit. 
Có tính oxi hóa mạnh: S , P , C , C2H5OH bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3 
b./ Muối crom (VI):Có tính oxi hóa mạnh 
 Thí dụ: K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 ---> 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O 
Bài 35: ðỒNG VÀ HỢP CHẤT CỦA ðỒNG 
I./ Vị trí – cấu hình electron: 
Ô thứ 29, thuộc nhóm IB, chu kì 4. 
Cấu hình electron: Cu (Z=29) 1s22s22p63s23p63d104s1 hay [Ar]3d104s1 
II./ Tính chất hóa học:Là kim loại kém hoạt ñộng, có tính khử yếu. 
1./ Tác dụng với phi kim: 
 Thí dụ: 2Cu + O2 →
o
t 2CuO Cu + Cl2 →
o
t CuCl2 
2./ Tác dụng với axit: 
a./ Với axit HCl và H2SO4 loãng: Cu không phản ứng 
b./ Với axit HNO3 , H2SO4 ñặc, nóng: 
 Thí dụ: Cu + 2H2SO4 (ñặc) →
o
t CuSO4 + SO2 + H2O 
 Cu + 4HNO3 (ñặc) →
ot Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 
 3Cu + 8HNO3 (loãng) →
o
t 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 
III./ Hợp chất của ñồng: 
1./ ðồng (II) oxit: 
- Là oxit bazơ: tác dung với axit và oxit axit. CuO + H2SO4 ---> CuSO4 + H2O 
- Có tính oxi hóa: dễ bị H2 , CO , C khử thành Cu kim loại. : CuO + H2 →
o
t Cu + H2O 
2./ ðồng (II) hidroxit: 
- Là một bazơ: tác dụng với axit tạo muối và nước. Cu(OH)2 + 2HCl ---> CuCl2 + 2H2O 
- Dễ bị nhiệt phân: Cu(OH)2 →
o
t CuO + H2O 
Chương 8: PHÂN BIỆT MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ 
Bài 40: NHẬN BIẾT MỘT SỐ ION TRONG DUNG DỊCH 
I./ Nhận biết một số cation trong dung dịch: 
1./ Nhận biết cation Na+: Phương pháp: thử màu ngọn lửa 
2./ Nhận biết cation NH4
+: Dùng dung dịch NaOH hoặc KOH : tạo khí NH3 có mùi khai. 
3./ Nhận biết cation Ba2+: Dùng dung dịch H2SO4 loãng: tạo kết tủa BaSO4 trắng 
4./ Nhận biết cation Al3+: Dùng dung dịch NaOH hoặc KOH: tạo kết tủa keo trắng tan trong kiềm dư 
5./ Nhận biết các cation Fe2+ , Fe3+ , Cu2+: 
a./ Nhận biết cation Fe3+: Dùng dung dịch NaOH , KOH hoặc NH3: tạo kết tủa Fe(OH)3 màu nâu ñỏ 
b./ Nhận biết cation Fe2+:Dùng dd NaOH , KOH hoặc NH3: tạo kết tủa Fe(OH)2 có màu trắng hơi xanh. 
c./ Nhận biết cation Cu2+:Dùng dung dịch NaOH , KOH hoặc NH3: tạo kết tủa xanh tan trong NH3 dư. 
II./ Nhận biết một số anion trong dung dịch: 
1./ Nhận biết anion NO3
-:Dùng kim loại Cu trong dung dịch H2SO4 loãng: tạo dung dịch màu xanh, khí 
NO không màu hóa nâu trong không khí. 
2./ Nhận biêt anion SO4
2-: Dùng dung dịch BaCl2: tạo kết tủa BaSO4 không tan. 
3./ Nhận biết anion Cl-: Dùng dung dịch AgNO3: tao kết tủa AgCl trắng 
4./ Nhận biết anion CO3
2-: Dùng dd HCl hay H2SO4 loãng: sủi bọt khí không màu làm ñục nước vôi 
trong. 
Bài 41: NHẬN BIẾT MỘT SỐ CHẤT KHÍ 
1./ Nhận biết khí CO2: Dùng dung dịch Ca(OH)2 hay Ba(OH)2: tạo kết tủa trắng 
2./ Nhận biết khí SO2: Dùng dung dịch nước brom: làm nhạt màu dung dịch brom 
Chú ý: SO2 cũng tạo kết tủa trắng với Ca(OH)2 và Ba(OH)2. 
3./ Nhận biết khí H2S: Dùng dung dịch Pb(NO3)2 hay Cu(NO3)2: tạo kết tủa ñen. 
4./ Nhận biết khí NH3: Dùng giấy quì tím thấm ướt: quì tím chuyển thành màu xanh. 
A. NHẬN BIẾT CHẤT KHÍ 
 - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 8 
Khí Thuốc thử Hiện tượng Phản ứng 
- Quì tím ẩm Hóa hồng 
- dd Br2, 
 dd KMnO4 
Mất màu SO2 + Br2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4 
SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 
SO2 
- nước vôi trong Làm ñục SO2 + Ca(OH)2 → CaSO3↓ + H2O 
- Quì tím ẩm Hóa xanh NH3 - khí HCl Tạo khói trắng NH3 + HCl → NH4Cl 
- nước vôi trong Làm ñục CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + H2O 
- quì tím ẩm Hóa hồng CO2 
- không duy trì sự cháy 
- Quì tím ẩm Hóa hồng 
- O2 2H2S + O2 → 2S↓ + 2H2O 
 Cl2 H2S + Cl2 → S↓ + 2HCl 
 SO2 2H2S + SO2 → 3S↓ + 2H2O 
 FeCl3 H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S↓ + 2HCl 
 KMnO4 
Kết tủa vàng 
3H2S+2KMnO4→2MnO2+3S↓+2KOH+2H2O 
5H2S+2KMnO4+3H2SO4→2MnSO4+5S↓+K2SO4+8H2O 
H2S 
- PbCl2 Kết tủa ñen H2S + Pb(NO3)2 → PbS↓+ 2HNO3 
B. NHẬN BIẾT ION DƯƠNG (CATION) 
Ion Thuốc thử Hiện tượng Phản ứng 
Na+ ðốt trên ngọn lửa vô sắc Ngọn lửa màu vàng tươi 
Ba2+ dd 24SO
− , dd 23CO
− ↓ trắng Ba2+ + 24SO
−→ BaSO4 ;Ba
2+ + 23CO
−→ BaCO3 
Cu2+ dd NH3 ↓ xanh, tan trong dd NH3 dư Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2 
Mg2+ ↓ trắng Mg2+ + 2OH− → Mn(OH)2 ↓ 
Fe2+ ↓ trắng hơi xanh , hóa nâu ngoài không khí 
Fe2+ + 2OH− → Fe(OH)2 ↓ 
2Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)3 ↓ 
Fe3+ ↓ nâu ñỏ Fe3+ + 3OH− → Fe(OH)3 ↓ 
Al3+ ↓ keo trắng tan trong kiềm dư 
Al3+ + 3OH− → Al(OH)3 ↓ 
Al(OH)3 + OH
− → 2AlO
− + 2H2O 
Cu2+ ↓ xanh Cu2+ + 2OH− → Cu(OH)2 ↓ 
NH 4
+ 
dd Kiềm 
NH3 ↑ 4NH
+ + OH− → NH3↑ + H2O 
C. NHẬN BIẾT ION ÂM (ANION) 
Ion Thuốc thử Hiện tượng Phản ứng 
Cl
− AgNO3 ↓ trắng Cl− + Ag+ → AgCl↓ (hóa ñen ngoài ánh sáng) 
2
3
CO
− ↓ trắng 23CO
− + Ba2+ → BaCO3↓ (tan trong HCl) 
2
3
SO
− 
BaCl2 
↓ trắng 23SO
− + Ba2+ → BaSO3↓ (tan trong HCl) 
 - Tải miễn phí eBook, Tài liệu học tập 9 
2
4
SO
− ↓ trắng 24SO
− + Ba2+ → BaSO4↓ (không tan trong HCl) 
S
2− Pb(NO3)2 ↓ ñen S2− + Pb2+ → PbS↓ 
2
3
CO
− Sủi bọt khí 23CO
− + 2H+ → CO2↑ + H2O (không mùi) 
2
3
SO
− Sủi bọt khí 23SO
− + 2H+ → SO2↑ + H2O (mùi hắc) 
S
2− 
HCl 
Sủi bọt khí 2S − + 2H+ → H2S↑ (mùi trứng thối) 
2
3
HCO
− Sủi bọt khí 2