Hóa HọcLớp 12

Tóm tắt Hóa 12 Chương 6 | Lý Thuyết SGK Hóa 12

A. Tính chất của Kim loại kiềm: Tính chất hóa học, vật lí, Điều chế, Ứng dụng

I. Ví trí, cấu tạo

1. Vị trí của kim loại kiềm trong bảng tuần hoàn

– Các kim loại kiềm gồm Li, Na, K, Rb, Cs, Fr.

– Các kim loại kiềm đứng đầu mỗi chu kì (trừ chu kì 1).

Bạn đang xem: Tóm tắt Hóa 12 Chương 6 | Lý Thuyết SGK Hóa 12

2. Cấu tạo

– Cấu hình electron nguyên tử: ns1.

– Các kim loại kiềm có năng lượng ion hóa I1 nhỏ nhất so với các kim loại khác. Từ Li đến Fr, I1 giảm dần.

– Cấu tạo đơn chất: các đơn chất nhóm IA đều có cấu tạo mạng lập phương tâm khối.

II. Tính chất vật lý

– Liên kết kim loại yếu

– Là những kim loại rất nhẹ và mềm, dẫn điện và dẫn nhiệt tốt.

– Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp, giảm từ Li đến Fr.

– Độ cứng nhỏ

III. Tính chất hóa học

    – Các kim loại kiềm có tính khử mạnh: M → M+ + 1e.

    – Trong mọi hợp chất, kim loại kiềm có số oxi hóa +1.

1. Tác dụng với phi kim: O2, halogen, S,…

Chú ý:

– Tác dụng với oxi khô tạo peoxit: 2Na + O2 → Na2O2 (r)

– Tác dụng với oxi không khí khô ở nhiệt độ phòng tạo Na2O.

2. Tác dụng với axit: 2M + 2H+ → 2M+ + H2

    Na + HCl → NaCl + 1/2 H2

    Na dư + H2O → NaOH + 1/2 H2

3. Tác dụng với nước: 2M + 2H2O → 2MOH(dd) + H2

    Na + H2O → NaOH + 1/2 H2

4. Tác dụng với dd muối

Khi cho Na tác dụng với dd muối CuSO4 sẽ có bọt khí và kết tủa Cu(OH)2 màu xanh.

    2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

    2NaOH + CuSO4 → Na2SO4 + Cu(OH)2

Chú ý: Khi cho kim loại kiềm vào dung dịch muối, đầu tiên kim loại kiềm sẽ tác dụng với nước sau đó bazo sinh ra có thể tác dụng với muối.

IV. Ứng dụng, điều chế

1. Ứng dụng:

– Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp dùng trong thiết bị báo cháy.

– K, Na dùng làm chất trao đổi nhiệt trong các lò phản ứng hạt nhân.

– Cs dùng chế tạo tế bào quang điện.

– Dùng để điều chế một số kim loại quí hiếm bằng phương pháp nhiệt luyện.

– Dùng làm xúc tác trong nhiều phản ứng hữu cơ.

2. Điều chế:

Điện phân nóng chảy muối halogenua hoặc hiđroxit của kim loại kiềm trong điều kiện không có không khí.

Ví dụ:

Xem thêm các phần Lý thuyết Hóa học lớp 12 ôn thi THPT Quốc gia hay khác:

Tính chất của Kim loại kiềm thổ: Tính chất hóa học, vật lí, Điều chế, Ứng dụng

I. Vị trí, cấu tạo

1. Vị trí

– Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA của bảng tuần hoàn; trong một chu kì, kiềm thổ đứng sau kim loại kiềm.

– Kim loại kiềm thổ gồm: Beri (Be); Magie (Mg); Canxi (Ca); Stronti (Sr); Bari (Ba); Rađi (Ra) (Rađi là nguyên tố phóng xạ không bền).

2. Cấu tạo và tính chất

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 2)

II. Tính chất vật lý

– Kim loại kiềm IIA gồm: Be: [He]2s2, Mg: [Ar]3s2, Ca: [Ar]4s2, Sr: [Kr]5s2, Ba: [Xe]6s2.

– Là những chất rắn màu trắng bạc hoặc xám nhạt, có ánh bạc, dẫn điện, dẫn nhiệt tốt.

– Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tương đối thấp (cao hơn kim loại kiềm).

– Độ cứng: kim loại kiềm thổ cứng hơn kim loại kiềm, nhưng nhìn chung kim loại kiềm thổ có độ cứng thấp; độ cứng giảm dần từ Be → Ba (Be cứng nhất có thể vạch được thủy tinh; Ba chỉ hơi cứng hơn chì).

– Khối lượng riêng tương đối nhỏ, độ cứng tuy cao hơn kim loại kiềm nhưng vẫn nhỏ hơn nhôm.

Thế điện cực chuẩn:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 3)

III. Tính chất hóa học

– Kim loại nhóm IIA là chất khử mạnh nhưng yếu hơn so với kim loại kiềm. Trong các hợp chất chúng có số oxi hóa +2.

– Tính khử tăng từ Be đến Ra:

M – 2e → M2+

1. Tác dụng với phi kim

– Ở to thường, Be và Mg bị oxi hóa chậm tạo thành lớp màng oxit bảo vệ, các kim loại còn lại tác dụng với mạnh hơn.

– Khi đốt nóng tất cả các kim loại nhóm IIA đều cháy thành oxit.

2M + O2 → 2MO

Ví dụ:

2Ca + O2 → 2CaO

– Với halogen: phản ứng dễ dàng ở nhiệt độ thường

M + X2 → MX2

Ví dụ:

Mg + Cl2 → MgCl2

– Với phi kim kém hoạt động phải đun nóng:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 4)

2. Tác dụng với nước H2O

– Ca, Sr, Ba tác dụng với nước ở nhiệt độ thường tạo dung dịch bazơ:

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

– Mg không tan trong nước lạnh, tan chậm trong nước nóng tạo thành MgO.

Mg + H2O → MgO + H2

– Be không tan trong nước dù ở nhiệt độ cao vì có lớp oxit bền bảo vệ. Nhưng Be có thể tan trong dung dịch kiềm mạnh hoặc kiềm nóng chảy tạo berilat:

Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2

Be + 2NaOHnóng chảy → Na2BeO2 + H2

3. Tác dụng với axit

– Axit không có tính oxi hóa, khử H+ thành H2

M + 2H+ → M2+ + H2

Ví dụ:

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2

– Khử N+5, S+6 thành các hợp chất mức oxi hoá thấp hơn.

4M + 10HNO3 (l) → 4M(NO3)2 + 3H2O + NH4NO3

Ví dụ:

4Ca + 10HNO3 (l) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Mg + 4HNO3 đđ → Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

4. Ứng dụng, điều chế

a. Ứng dụng

+ Kim loại Be: làm chất phụ gia để chế tạo hợp kim có tính đàn hồi cao, bền, chắc, không bị ăn mòn.

+ Kim loại Ca: dùng làm chất khử để tách oxi, lưu huỳnh ra khỏi thép, làm khô 1 số hợp chất hữu cơ.

+ Kim loại Mg có nhiều ứng dụng hơn cả: tạo hợp kim có tính cứng, nhẹ, bền để chế tạo máy bay, tên lửa, ôtô… Mg còn được dùng để tổng hợp nhiều hợp chất hữu cơ. Bột Mg trộn với chất oxi hóa dùng để chế tạo chất chiếu sáng ban đêm dùng trong pháo sáng, máy ảnh.

b. Điều chế

+ Điện phân nóng chảy muối halogenua

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 5)

+ Ví dụ:

CaCl2 → Ca + Cl2

MgCl2 → Mg + Cl2

Tính chất của Nhôm (Al): Tính chất hóa học, vật lí, Điều chế, Ứng dụng

I. Vị trí, cấu tạo

– Nhôm có số hiệu nguyên tử 13, thuộc nhóm IIIA, chu kì 3.

– Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p1, hay [Ne] 3s23p1.

– Mạng tinh thể: nhôm có cấu tạo kiểu mạng lập phương tâm diện.

II. Tính chất vật lý

– Nhôm là kim loại nhẹ, màu trắng bạc.

– Nhôm rất dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt rất tốt.

III. Tính chất hóa học

Tính khử mạnh: Al → Al3+ + 3e

1. Tác dụng với phi kim

– Với oxi: Ở to thường tạo lớp màng oxit bảo vệ. Nếu đốt bột nhôm thì sẽ phản ứng mạnh.

Ví dụ:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 6)

– Với phi kim khác:

+ Với Cl2, Br2 phản ứng ngay ở to thường tạo thành AlCl3, AlBr3 phản ứng bốc cháy.

Ví dụ:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 7)

+ Khi đun nóng, phản ứng được với I2, S. Khi đun nóng mạnh, phản ứng được với N2, C.

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 8)

2. Tác dụng với axit

– Axit thường: khử dễ dàng ion H+ thành H2.

Al + 3HCl → AlCl3 + 3/2 H2

– Axit oxi hóa: Không tác dụng với axit H2SO4, HNO3 đặc nguội. Al tác dụng mạnh với axit HNO3 loãng, H2SO4 đặc, nóng.

Ví dụ:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 9)

3. Tác dụng với oxit kim loại – Phản ứng nhiệt nhôm

Ở to cao, Al khử được nhiều ion kim loại trong oxit như (Fe2O3, Cr2O3, CuO …) thành kim loại tự do.

Ví dụ:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 10)

4. Tác dụng với nước

Vật bằng nhôm không tác dụng với H2O ở bất kì to nào vì có lớp oxit bảo vệ. Nếu phá bỏ lớp bảo vệ, nhôm khử được nước ở to thường, nhưng phản ứng nhanh chóng dừng lại vì tạo kết tủa Al(OH)3.

5. Tác dụng với dung dịch kiềm

Al + NaOH + 3H2O → Na[(Al(OH)4] + 3/2 H2

Phương trình ion thu gọn:

Al + OH + 3H2O → [(Al(OH)4] + 3/2 H2

Với chương trình cơ bản có thể viết:

Al + NaOH + H2O → NaAlO2 + 3/2 H2

IV. Ứng dụng, điều chế

1. Ứng dụng

– Nhôm có nhiều ưu điểm nhưng vì nó khá mềm lại kém dai nên người ta thường chế tạo hợp kim nhôm với magie, đồng, silic… để tăng độ bền.

+ Đura (95% Al, 4%Cu, 1%Mg, Mn, Si). Hợp kim đura nhẹ bằng 1/3 thép, cứng gần như thép.

+ Silumin (∼90% Al, 10%Si): nhẹ, bền.

+ Almelec (98,5% Al. còn lại là Mg, Si, Fe) dùng làm dây cáp.

+ Hợp kim electron (10,5% Al, 83,3% Mg, còn lại là Zn, Mn…), hợp kim này chỉ nặng bằng 65% Al lại bền hơn thép, chịu được sự thay đổi đột ngột nhiệt độ trong một giới hạn lớn nên được dùng làm vỏ tên lửa

– Nhôm được dùng chế tạo các thiết bị trao đổi nhiệt và dụng cụ nấu ăn gia đình, nhôm còn được dùng là khung cửa và trang trí nội thất.

– Bột nhôm dùng để chế tạo hỗn hợp tecmit (hỗn hợp bột Al và Fe2O3), được dùng để hàn đường ray, …

2. Điều chế

Từ quặng boxit (Al2O3.Fe2O3.SiO2) cho tác dụng với dung dịch NaOH đặc, chất không tan là Fe2O3.

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → Na[(Al(OH)4]

SiO2 + 2NaOH → Na2SiO2 + H2O

Sục CO2 dư vào hỗn hợp dung dịch Al(OH)3 kết tủa trở lại:

Na[(Al(OH)4] + CO2 → Al(OH)3 + NaHCO3

Lọc kết tủa, nung đến khối lượng không đổi:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 11)

Điện phân nóng chảy nhôm oxit và hỗn hợp cryolit (N) ở 900oC.

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 12)

Vai trò của cryolit:

  • Giảm nhiệt độ nóng chảy của Al2O3.
  • Tăng khả năng dẫn điện của dung dịch điện phân.
  • Tạo lớp xỉ trên bề mặt, ngăn cản quá trình oxi hóa Al của oxi.

* Một số hợp chất quan trọng

1. Nhôm oxit: Al2O3

– Tính chất vật lý

+ Màu trắng, bền với nhiệt, không nóng chảy.

+ Không tác dụng với nước, không tan trong nước.

– Tính chất hóa học

+ Là oxit lưỡng tính : phản ứng với kiềm nóng chảy và dung dịch axit:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → Na[(Al(OH)4]

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

+ Vì rất bền nên Al2O3 rất khó bị khử thành kim loại: Khử Al2O3 bằng C không cho Al mà thu được Al4C3:

 Al2O3 + 9C → Al4C3 + 6CO

+ Al2O3 không tác dụng với H2, CO ở bất kì nhiệt độ nào.

– Ứng dụng:

+ Điều chế đá quý nhân tạo

+ Tinh thể Al2O3 còn được dùng để chế tạo các chi tiết trong các ngành kĩ thuật chính xác như chân kính đồng hồ, thiết bị phát tia laze,…

+ Bột Al2O3 có độ cứng cao (emeri) được dùng làm vật liệu mài.

+ Phần chủ yếu nhôm oxit được dùng để điều chế nhôm.

+ Ngoài ra, Al2O3 còn được dùng làm vật liệu chịu lửa: chén nung, ống nung và lớp lót trong các lò điện. Nhôm oxit tinh khiết còn được dùng làm ximăng tram răng.

– Điều chế: Trong công nghiệp, Al2O3 được điều chế bằng cách nung Al(OH)3- ở nhiệt độ cao 1200 – 1400oC:

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O

2. Nhôm hydroxit: Al(OH)3

– Tính chất vật lý

+ Là hợp chất màu trắng, kết tủa keo, không tan trong nước, không bền nhiệt.

– Tính chất hóa học

+ Dễ bị nhiệt phân thành nhôm oxit:

2Al(OH)3 −tº, xt→) Al2O3 + 3H2O

+ Là hợp chất lưỡng tính, tan trong axit và bazo:

Al(OH)3 + 3H+ → Al3+ + 3H2O

Al(OH)3 + OH → [(Al(OH)4]

– Điều chế

Cho muối Al3+ phản ứng với dung dịch NH3 hoặc muối Na2CO3

Al3+ + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3NH4+

2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3 ↓ + 6NaCl + 3CO2 ↑

Lý thuyết về các hợp chất quan trọng của kim loại kiềm

I. Natri hiđroxit, NaOH

1. Tính chất vật lý

+ NaOH là chất rắn màu trắng, dễ hút ẩm, dễ nóng chảy, tan nhiều trong nước.

+ NaOH là bazơ mạnh, trong dung dịch NaOH → Na+ + OH.

2. Tính chất hóa học: Là bazơ mạnh (hay còn gọi là kiềm hay chất ăn da); làm quỳ tím hóa xanh, phenolphtalein hóa hồng. NaOH có đầy đủ tính chất của một hiđroxit.

+ Tác dụng với axit, oxit axit tạo thành muối và nước

NaOH + HCl → NaCl + H2O

Chú ý: Khi tác dụng với axit và oxit axit trung bình, yếu thì tùy theo tỉ lệ mol các chất tham gia mà muối thu được có thể là muối axit, muối trung hòa hay cả hai.

2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O

NaOH + CO2 → NaHCO3

+ Tác dụng với oxit và hiđroxit lưỡng tính:

2NaOH + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O

NaOH + Al(OH)3 → NaAlO2 + 2H2O

+ Tác dụng với dung dịch muối:

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4 (xanh lam)

NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O

+ Tác dụng với một số phi kim, như halogen …

2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O

+ Tác dụng với các kim loại có hiđroxit lưỡng tính như Al, Zn, Al2O3, Al(OH)3 …

NaOH + Al + H2O → NaAlO2 + 3/2 H2

2NaOH + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O

NaOH + Al(OH)3 → NaAlO2 + 2H2O

3. Điều chế

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 13)

II. Natri clorua (NaCl)

1. Trạng thái tự nhiên: NaCl là hợp chất rất phổ biến trong thiên nhiên (có trong nước biển, nước của hồ nước mặn, khoáng vật halit gọi là muối mỏ).

2. Tính chất vật lí:

+ Tinh thể NaCl không có màu và hoàn toàn trong suốt.

+ Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao, tonc = 800oC, tos = 1454oC.

+ Dễ tan trong nước và độ tan không biến đổi nhiều theo nhiệt độ nên không dễ tinh chế bằng cách kết tinh lại.

+ Độ tan của NaCl ở trong nước giảm xuống khi có NaOH, HCl, MgCl2, CaCl2, … do đó người ta thường sục khí HCl vào dung dịch muối ăn bão hòa để điều chế NaCl tinh khiết.

3. Tính chất hóa học: Khác với các muối khác, NaCl không phản ứng với kim loại, axit, bazơ ở điều kiện thường.

+ NaCl phản ứng với một muối:

NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓

+ Ở trạng thái rắn, NaCl phản ứng với H2SO4 đậm đặc (phản ứng sản xuất HCl, nhưng hiện nay rất ít dùng vì phương pháp tạo ra nhiều khí độc hại, gây nguy hiểm tới hệ sinh thái, ô nhiễm môi trường).

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl

+ Điện phân dung dịch NaCl:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

– Ứng dụng

+ Là nguyên liệu để điều chế Na, Cl2, HCl, NaOH và hầu hết các hợp chất quan trọng khác của natri.

+ Ngoài ra, NaCl còn được dùng nhiều trong các ngành công nghiệp như thực phẩm (muối ăn…), nhuộm, thuộc da và luyện kim.

– Điều chế

+ Người ta thường khai thác muối từ mỏ bằng phương pháp ngầm, nghĩa là qua các lỗ khoan dùng nước hòa tan muối ngầm ở dưới lòng đất rồi bơm dung dịch lên để kết tinh muối ăn.

+ Cô đặc nước biển bằng cách đun nóng hoặc phơi nắng tự nhiên, người ta có thể kết tinh muối ăn.

III. Natri hiđrocacbonat

1. Tính chất vật lý: Tinh thể màu trắng, ít tan

2. Tính chất hóa học

+ Bị phân hủy ở nhiệt độ cao: 2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O

+ Là chất lưỡng tính:

HCO3 + H+ → CO2 + H2O

HCO3 + OH → CO32- + H2O

+ Dung dịch NaHCO3 có môi trường kiềm yếu:

HCO3 + H2O ↔ H2CO3 + OH

3. Ứng dụng: NaHCO3 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

4. Điều chế: Sục CO2 dư vào dung dịch bão hòa gồm NaCl và NH3 cùng số mol:

CO2 + H2O + NH3 → NH4HCO3

Sau đó:

NH4HCO3 + NaCl → NaHCO3↓ + NH4Cl

IV. Natri cacbonat

1. Tính chất vật lý: Natricacbonat (hay soda) là chất bột màu trắng, hút ẩm và tonc = 851oC, dễ tan trong nước và tỏa nhiều nhiệt.

2. Tính chất hóa học

+ Tác dụng với axit:

CO32- + 2H+ → CO2 + H2O

+ Thủy phân:

CO32- + H2O → OH + HCO3 (*)

HCO3 + H2O → OH + H2CO3 (**)

Nấc (*) mạnh hơn nhiều so với (**). Do đó Na2CO3 có tính kiềm mạnh.

+ Phản ứng trao đổi:

Na2CO3 + BaCl2 → BaCO3↓ + 2NaCl

3Na2CO3 + 2FeCl3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + 6NaCl + 3CO2

3. Ứng dụng

+ 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.

4. Điều chế

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 14)

Lý thuyết về các hợp chất quan trọng của kim loại kiềm thổ 

I. Canxi oxit – Vôi sống (CaO)

– CaO là chất rắn màu trắng.

– Là oxit bazơ, tác dụng mãnh liệt với nước tạo thành bazơ mạnh.

– Tác dụng với nhiều axit và oxit axit

CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O

CaO + CO2 → CaCO3

– Điều chế:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 15)

II. Canxi hiđroxit (Ca(OH)2)

1. Tính chất vật lý

– Là chất rắn, tan ít trong nước (1 lít nước ở 20oC hòa tan được 0,02 mol Ca(OH)2)

+ Be(OH)2; Mg(OH)2 rất ít tan trong nước.

+ Ca(OH)2 tương đối ít tan (0,12g/100g H2O).

+ Các hiđroxit còn lại tan nhiều trong nước.

– Độ bền nhiệt của hiđroxit tăng từ Be → Ba: Mg(OH)2 mất nước ở 150oC; Ba(OH)2 mất nước ở 1000oC tạo thành oxit.

– Tính bazơ: Be(OH)2 là bazơ rất yếu, Mg(OH)2 là bazơ trung bình, Ca(OH)2; Ba(OH)2; Sr(OH)2 là bazơ mạnh.

2. Tính chất hóa học

– Tác dụng với axit và oxit axit tạo muối tương ứng.

Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + H2O

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O (1)

Ca(OH)2 + CO2 → Ca(HCO3)2 (2)

– Tác dụng với muối:

Ca(OH)2 (dung dịch) + MgCl2 → CaCl2 + Mg(OH)2

3. Ứng dụng: Hợp chất hidroxit kim loại kiềm thổ Ca(OH)2 ứng dụng rộng rãi hơn cả: trộn vữa xây nhà, khử chua đất trồng, sản xuất cloruavôi dùng để tẩy trắng và khử trùng.

4. Điều chế:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 16)

III. Canxi cacbonat (CaCO3)

– Là chất rắn màu trắng, không tan trong nước nhưng tan trong amoniclorua:

CaCO3 + 2NH4Cl → CaCl2 + 2NH3↑ + H2O + CO2

– Tác dụng với nhiều axit hữu cơ và vô cơ.

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2

– Nhiệt phân: bị phân hủy ở nhiệt độ cao

CaCO3 → CaO + CO2

– Phản ứng đặc biệt:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 17)

+ Chiều thuận (1) xảy ra ở nhiệt độ thấp, giải thích sự xâm thực của nước mưa với đá vôi.

+ Chiều nghịch (2) xảy ra ở nhiệt độ cao, giải thích sự hình thành thạch nhũ trong hang động, cặn trong ấm nước, …

IV. Ca(HCO3)2: Canxi hidro cacbonat

– Tan trong nước:

Ca(HCO3)2 → Ca2+ + 2HCO3

– Thể hiện tính lưỡng tính: tác dụng cả bazo mạnh và axit mạnh

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O

Ca(HCO3)2 + 2HCl → CaCl2 + 2CO2 + 2H2O

– Nhiệt phân: Bị phân hủy khi đun nóng nhẹ

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O

– Phản ứng trao đổi với CO32- và PO43-

Ca2+ + CO32- → CaCO3

3Ca2+ + 2PO43- → Ca3(PO4)2

V. Canxi sunphat (CaSO4)

 – Tính chất:

 + Là chất rắn màu trắng tan ít trong nước (ở 25oC tan 0,15g/100g H2O).

+ CaSO4: không tan trong nước, không tác dụng với nước, chỉ phân hủy ở nhiệt độ rất cao

2CaSO4 → 2CaO + 2SO2 + O2 (960oC)

– Ứng dụng

+ Thạch cao nung có thể kết hợp với nước tạo thành thạch cao sống và khi đông cứng thì giãn nở thể tích, do vậy thạch cao rất ăn khuôn. Thạch cao nung 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…

+ Thạch cao sống dùng để sản xuất xi măng.

VI. Nước cứng

1. Khái niệm

– Nước có nhiều ion Ca2+, Mg2+ là nước cứng.

– Nước không chứa hoặc chứa ít các ion trên gọi là nước mềm.

2. Phân loại

Căn cứ vào thành phần các anion gốc axit có trong nước cứng, người ta chia nước cứng ra 3 loại:

+ Nước cứng tạm thời chứa các ion Ca2+, Mg2+, HCO3.

Ca(HCO3)2 → Ca2+ + 2HCO3

+ Nước cứng vĩnh cửu chứa các ion Ca2+, Mg2+, Cl, SO42-. Gọi là vĩnh cữu vì khi đun nóng muối đó sẽ không phân hủy.

+ Nước cứng toàn phần là nước có cả tính tạm thời và vĩnh cửu.

Nước tự nhiên thường có cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu.

3. Tác hại của nước cứng

– Ảnh hưởng đến cuộc sống thường ngày:

+ Giặt áo quần bằng xà phòng (natri stearat C17H35COONa) trong nước cứng sẽ tạo ra muối không tan là canxi stearat (C17H35COO)2Ca, chất này bán trên vải sợi, làm cho quần áo mau mục nát.

2C17H35COONa + MCl2 → (C17H35COO)2M↓ + 2NaCl

+ Nước cứng làm cho xà phòng có ít bọt, giảm khả năng tẩy rửa.

+ Nếu dùng nước cứng để nấu thức ăn, sẽ làm cho thực phẩm lâu chín và giảm mùi vị do phản ứng của các ion và các chất trong thực phẩm.

– Ảnh hưởng đến sản xuất

+ Khi đun nóng, ở đáy nồi hay ống dẫn nước nóng sẽ gây ra lớp cặn đá kém dẫn nhiệt làm hao tổn chất đốt, gây nổ nồi hơi và tắt nghẽn ống dẫn nước nóng (không an toàn) …

+ Làm hỏng nhiều dung dịch cần pha chế.

Do đó việc làm mềm nước cứng trước khi dùng có ý nghĩa rất quan trọng.

4. Phương pháp làm mềm nước cứng

Nguyên tắc làm mềm nước cứng là giảm nồng độ các cation Ca2+, Mg2+ trong nước cứng.

Phương pháp hóa học:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 6 (ảnh 18)

Cả hai loại nước cứng đều có thể dùng dung dịch Na2CO3:

CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3↓ + Na2SO4

Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + NaHCO3

+ Phương pháp trao đổi ion: cho nước cứng qua chất trao đổi ion là các hạt zeolit thì số mol ion Na+ của zeolit rời khỏi mạng tinh thể, đi vào trong nước nhường chỗ cho các ion Ca2+ và Mg2+ bị giữ lại trong mạng tinh thể silicat.

Đăng bởi: Đại Học Đông Đô

Chuyên mục: Lớp 12, Hóa Học 12

Trả lời

Email của bạn sẽ không được hiển thị công khai.

Back to top button