Hệ thống lý thuyết ôn thi học kì 2 môn Hóa học 12

Nội dung tài liệu: Hệ thống lý thuyết ôn thi học kì 2 môn Hóa học 12

1. CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI A.TĨM TẮT LÝ THUYẾT * DÃY ĐIỆN HĨA KIM LOẠI Tính oxi hĩa của ion kim loại tăng dần K+ Ba2+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ 2H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ Hg2+ Pt2+ Au3+ 2+ K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe Ag Hg Pt Au Tính khử của kim loại giảm dần I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ & TÍNH CHẤT HĨA HỌC KIM LOẠI 1. Vị trí kim loại : Số nguyên tố kim loại chiếm đa số trong BTH khoảng 90/110 nguyên tố và được phân bố như sau: - Nhĩm IA (trừ H), nhĩm IIA, nhĩm IIIA (trừ bo) và một phần nhĩm IVA, VA,VIA. - Tất cả các nguyên tố nhĩm B. - Họ lantan và actini xếp riêng thành 2 hàng ở cuối bảng. 2. Tính chất vật lí chung: 4 tính chất: do các electron tự do tạo nên. + Tính dẻo (Au dẻo nhất) + Dẫn điện (Ag>Cu>Au>Al>Fe) + Dẫn nhiệt + Ánh kim 3. Tính chất riêng của kim loại: - Li là kim loại nhẹ nhất. Os cĩ là kim loại nặng nhất. - Nhiệt độ nĩng chảy: cao nhất W , thấp nhất: Hg - Độ cứng: Cr là kim loại cứng nhất; Cs mềm nhất 4. Tính chất hĩa học của kim loại: là tính khử (dễ nhường e, dễ bị oxi hĩa). a) Tác dụng với dung dịch muối * Kim loại tan trong nước: (K, Na, Ba, Ca): qua 2 giai đoạn Vd:Na+ dd CuSO4 cĩ hiện tượng sủi bọt khí và kết tủa xanh. 2Na + 2H2O→ 2NaOH +H2 (sủi bọt khí khơng màu). 2NaOH +CuSO4→ Na2SO4 + Cu(OH)2 (kết tủa xanh) Na+ dd FeCl3 cĩ hiện tượng sủi bọt khí và kết tủa nâu đỏ. * KL khơng tác dụng với nước (theo luật: KL đứng trước (dãy điện hĩa) đẩy KL đứng sau ra khỏi dd muối. Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu. Fe +2AgNO3 → Fe(NO3)2 + 2Ag Nếu AgNO3 dư: AgNO3 + Fe(NO3)2 →Fe(NO3)3 +Ag Tĩm lại: Fe + 3AgNO3dư → Fe(NO3)3 +3Ag b) Tác dụng với nước * KL IA, IIA (Ca,Sr,Ba)+ H2O → dd bazơ (dd kiềm) +H2 - IA (Li, Na, K, Rb, Cs): R+H2O  ROH+0,5H2  - IIA (Ca, Sr, Ba) M+2H2O  M(OH)2 +H2  c) Tác dụng với dung dịch axit - KL+dd HCl, H2SO4lỗng → muối hĩa trị thấp(FeII)+ H2 Fe +H2SO4(l)  FeSO4 + H2↑ - KL+H2SO4 đặc nĩng → muối (hĩa trị cao) +X +H2O 1
2. X: SO2, S, H2S (nếu khơng cĩ gợi ý gì thì X là SO2). 0 2Fe +6H2SO4(đ, t )→Fe2(SO4)3+3SO2+6H2O - KL+HNO3→ muối nitrat (hĩa trị cao) +Y+H2O Y: NO2,NO,N2O, N2,NH4NO3 (Nếu khơng cĩ gợi ý gì thì HNO3 lỗng=>NO; HNO3 đặc => NO2) * Chú ý: Fe, Al, Cr bị thụ động hĩa trong dung dịch (HNO3, H2SO4) đặc nguội *chỉ cĩ Al, Mg, Zn cĩ thể tạo N2O, N2,NH4NO3 II. ĂN MỊN KIM LOẠI Trong hợp kim: kim loại mạnh hơn sẽ bị ăn mịn trước và đĩng vai trị cực âm (anot), (riêng Fe-C thì Fe bị ăn mịn trước). Ăn mịn hĩa học Ăn mịn điện hĩa học Giống Đều là phản ứng oxi hĩa khử. Khác Khơng cĩ phát sinh dịng điện. Cĩ phát sinh dịng điện. Nhận biết Trong phản ứng chỉ cĩ 1 KL Trong phản ứng cĩ 2KL Vd: Fe + 2HCl→FeCl2 +H2 Fe+CuSO4→FeSO4+Cu =>chỉ cĩ 1KL là Fe =>Cĩ 2KL: Fe và Cu Điều kiện xảy ra ăn mịn điện hĩa học: đủ 3 điều kiện sau - 2KL khác nhau (hoặc KL-PK = gang, thép (Fe-C)). - 2KL tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp. - 2KL cùng tiếp xúc trong mt điện li: dd axit, bazơ, muối, k.khí ẩm. PHƯƠNG PHÁP BẢO VỆ KIM LOẠI KHƠNG BỊ ĂN MON - Phương pháp bảo vệ bề mặt: sơn, mạ kim loại, bơi dầu mỡ - Phương pháp điện hố: gắn kim loại cĩ tính khử mạnh hơn vào vật cần bảo vệ, kim loại sẽ bị ăn mịn vật được bảo vệ. Vd: gắn Zn vào vỏ tàu biển (vỏ tàu là hợp kim gang thép: Fe – C). C. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI 1. Nguyên tắc chung: Khử ion kim loại trong hợp chất thành kim loại.=> khi điều chế kim loại thì ion kim loại đĩng vai trị là chất oxi hĩa (chất bị khử). 2. Các phương pháp điều chế kim loại Dãy kim loại K,Ba, Ca,Na,Mg, Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Pt Au Độ mạnh Kim loại mạnh Kim loại trung bình và yếu Phương pháp Điện phân nĩng chảy Đpdd, nhiệt luyện, thủy luyện NỘI DUNG CÁC CÁC PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI 1) PP nhiệt luyện: Dùng các chất khử như C, CO, H2, Al khử các oxit KL sau nhơm ở nhiệt độ cao thành KL. t0 Vd : CuO +H2  Cu+ H2O 2) PP thủy luyện: Dùng kim loại mạnh (khơng tan trong nước) đẩy KL yếu hơn ra khỏi dd muối của chúng. Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu 3) Điện phân nĩng chảy: Dùng dịng điện một chiều để khử ion KL mạnh trong hợp chất nĩng chảy thành KL. Vd: Điện phân Al2O3 nĩng chảy điều chế Al. nóngchảy 3+ 2- - Sự điện li: Al2O3  2Al +3O - Khi cĩ dịng điện: anot (+) catot (-). O2- Al3+ 2
3. 2- * Ở Anot (+) xảy ra sự oxi hĩa: 2O  O2 +4e * Ở catot (-) xảy ra sự khử: Al3+ +3e  Al đpnc 2Al2O3  Al + 3O2  Một số phương trình điện phân nĩng chảy. đpnc 2NaCl  2Na + Cl2 1 2NaOH đpnc 2Na + O +H O 2 2 2 đpnc đpnc CaCl2  Ca +Cl2 ; MgCl2  Mg+Cl2 4) Điện phân dung dịch: khi điện phân dung dịch nếu các ion của chất điện phân khơng bị điện thì nước sẽ bị điện phân. Catot (-) chứa ion dương Anot (+) chứa ion âm (anion) Quá trình khử: Quá trình oxi hĩa + 3+ n+ 2- - - - Li Al M S I Br Cl OH .H2O Ion sau Al3+mới bị khử. 2 Anion NO3 ,SO4 k. bị oxi hĩa. n+ M + ne → M - 2X → X2 + 2e ( X=Cl, Br, I) Hết Mn+ thì H O bị khử 2 Hết X- thì H O bị oxi hĩa - 2 2H2O +2e → H2+2OH (pH >7) + 2H2O → O2 + 4H + 4e (pH liên hệ số mol 2HCl  H2 BTKL: hh KLpứ HCl hh muốiclorua H2 m = m + 71.n Giải nhanh: muốiclorua KLpứ H2 2. hh Kim loại+H2SO4 lỗng Muối sunfat+H2 m + m = m + m liên hệ số mol H2SO4  H2 BTKL: hh KLpứ H2SO4 hh muoi sunfat H2 m = m + 96.n Giải nhanh: muốisunfat KLpứ H2 3. hh KL + hh axit (HCl, H2SO4 lỗng) hh muối +H2O Bảo tồn H để kiểm tra lượng axit tham gia phản ứng hết hay khơng. -Nếu axit hết thì : m = m + 35,5.n + 96.n hh muối hh KLpứ HCl H2SO4 - 2- -Nếu axit dư thì đi tìm mol Cl và SO4 4. hh KL tác dụng với H2SO4 đặc, nĩng KL+H2SO4 đặc, nĩng muối + SO2(S,H2S) + H2O m + 96(3.n +n +4n ) mMuối = KL S SO2 H2S 3
4. n = 4n + 2n + 5n H2SO4 S SO2 H2S 5. hh kim loại tác dụng với HNO3 KL+ HNO3 muối + NO2 (NO, N2, N2O, NH4NO3) +H2O - Tính số mol HNO tham gia: n = 4n + 2n +12n +10n +10n 3 HNO3 NO NO2 N2 N2O NH4NO3 - Tính khối lượng muối (khơng cĩ NH4NO3): mmuối = mKL + m NO3 n = 3nNO + n + 8 nN O + 10 nN NO3 NO2 2 2 => m = m +62 3n + n + 8n +10n Muối hh KL NO NO2 N2O N2 - Trường hợp tạo muối NH4NO3 (khi Al,Zn, Mg+HNO3 lỗng): m = m + m muối muối(KL-NO3 ) muốiNH4NO3 Bảo tồn e để tìm n : hóa trị KL. n = 3n + n + 10n + 8n + 8n NH4NO3 KL NO NO2 N2 N2O NH4NO3 2 6. hh muốiCO3 +HCl Muối clorua+CO2+ H2O  m + m = m + m + m Liên hệ số mol: 2HCl CO2 +H2O => BTKL: hh muối cacbonat HCl hh muốiclorua CO2 H2O m = m +11.n Giải nhanh: muốiclorua hh muối cacbonat CO2 2 7. hh muối CO3 + H2SO4 lỗng Muối sunfat + CO2 + H2O m + m = m + m + m * số mol H2SO4 = số mol CO2 = số mol H2O => hh muối cacbonat H2SO4 hh muối sunfat CO2 H2O m = m + 36.n Giải nhanh: muối sunfat hh muối cacbonat CO2 8. Oxit KL+ddH2SO4lỗng Muối sunfat + H2O => số mol H2SO4 = số mol H2O m + m = m + m m = m + 80n (H O) BTKL: hh oxit H2SO4 hh muối sunfat H2O Giải nhanh: muối sunfat oxit H2SO4 2 9. Oxit KL + ddHCl Muối clorua + H2O => liên hệ số mol 2HCl  H2O m + m = m + m BTKL: hh oxit HCl hh muốiclorua H2O m = m + 27,5.n m + 55.n Giảinhanh: muốiclorua hhoxit HCl hhoxit H2O 10. KL + O  hh oxit X +HCl  hh muối Y 2 +H2SO4loãng Ooxit + 2Haxit HCl H2O liên hệ số mol O và H Ooxit + H2 (H2SO4) H2O liên hệ số mol O và H m m - m m = m - m => n = Ooxit = oxit KL Ooxit oxit KL Ooxit 16 16 11. hh oxit KL + chất khử CO, H2, Al CO CO2 t0 hh oxit KL+ H2  hh rắn + H2O Al Al O 2 3 * n =n =n = số O trong oxit. n CO CO2 Ooxit oxit * n =n =n = số O trong oxit. n H2 H2O Ooxit oxit * BTKL: m + m = m + m hhoxit CO hh rắn CO2 4
5. * BTKL: m + m = m + m hhoxit H2 hh rắn H2O -* Giải nhanh nhất: mKL = moxit – mO(oxit) Dẫn hh khí (COdư, CO2) vào nước vơi trong dư CO2 + Ca(OH)2dư  CaCO3 + H2O n = n = n = n CO CO2 Ooxit CaCO3 12. nhúng thanh KL vào dd muối KLbđ + dd muối  Muối mới + KLsinh ra * mKLlấy ra = mKLbđ + mKL sinh ra(bám) - mKLbđ pứ * số mol KLbđ pứ và số KLsinh ra liên hệ với nhau qua 1 ẩn số. * ∆mKL= mKL sinh ra(bám) - mKLbđ pứ => ∆mKL thì mKL giảm ; ∆mKL > 0 => mKL tăng. Ví dụ: Nhúng thanh Al vào dd CuSO4 2Al + 3CuSO4  Al2(SO4)3+ 3Cu x 1,5x 0,5 x 2/3 x ∆mAl = mCu sinh ra(bám) – mAl pứ = 2/3.64x – 27x mAl lấy ra = mAl ban đầu +2/3.64x – 27x 13. Tính khối lượng đơn chất thốt ra ở điện cực khi đpdd. Định luật Faraday: Khối lượng chất ở điện cực Số mol electron trao đổi. A.I.t I.t m = n = 96500.n e 96500 A=NTK, I = cđdđ(ampe); t = thời gian(giây) * O2 : n = 4; Cl2: n = 2; KL, n = hĩa trị của KL (số e trao đổi) a Nếu cĩ hiệu suất a%: thì lấy KQ. 100 CHƯƠNG 6: KIM LOẠI KIỀM – KIỀM THỔ - NHƠM & HỢP CHẤT A. TĨM TẮT LÝ THUYẾT I. KIM LOẠI KIỀM & HỢP CHẤT 1) Nhĩm IA gồm: Li Na K Rb Cs và cĩ 1 lớp ngồi cùng (ns1). 2) to sơi, to nĩng chảy, D, độ cứng thấp do cĩ mạng tinh thể lập phương tâm khối, cấu trúc rỗng và liên kết kim loại yếu. 3) Tính khử rất mạnh (tăng dần từ Li => Cs): tất cả đều tác dụng mạnh với nước. 4) Bảo quản kim loại kiềm: Ngâm trong dầu hỏa 5) Ứng dụng: Cs: làm tế bào quang điện. - Hợp kim K–Na: Trao đổi nhiệt trong lị pứ hạt nhân. - Hợp kim Li – Al: Siêu nhẹ dùng trong KT hàng khơng. 6) Điều chế: Đpnc MCl : NaCl hoặc MOH: NaOH + - 7) Đpnc NaCl ở catot xảy ra sự khử ion Na thành Na; anot xảy ra sự oxi hĩa ion Cl thành Cl2. - 8) Đpdd NaCl ở catot xảy ra sự khử H2O; anot xảy ra sự oxi hĩa ion Cl thành Cl2. 9) NaOH (xút ăn da): cĩ đầy đủ tính chất bazơ 10) NaHCO3 và Na2CO3 NaHCO3 Na2CO3 1. Tính chất 1. Tính chất a)Kém bền với nhiệt(dễ bị nhiệt phân) a. Bền với nhiệt (khơng dễ bị nhiệt phân) t 0 b. Tính chất của muối: 2NaHCO3  Na2CO3 +CO2 + H2O b. Tính lưỡng tính -Td với axit tạo khí CO2 5
6. NaHCO3 +HCl →NaCl +CO2 +H2O - Td với chất tan cĩ Ba,Ca tạo kết tủa BaCO 3, NaHCO3 +NaOH→ Na2CO3 + H2O CaCO3. c) Tính kiềm yếu, khi đun nĩng tính kiềm tăng. c. Trong dd cĩ mơi trường kiềm (pH>7) 2. Ứng dụng: 2. Ứng dụng: Cơng nghiệp thủy tinh, bột + Dược phẩm (thuốc đau dạ dày) giặt. + Thực phẩm (bột nở) II. KIM LOẠI KIỀM THỔ & HỢP CHẤT 1) Nhĩm IIA = Be Mg Ca Sr Ba và cĩ 2 e lớp ngồi cùng (ns2) 2) to sơi, to nĩng chảy, D: biến đổi khơng theo quy luật do cĩ kiểu mạng tinh thể khơng giống nhau. 2) Tính khử mạnh (tăng dần từ Be => Ba) t0 3. Tác dụng với phi kim: Mg + Cl2  MgCl2 t0 3Ca + N2  Ca3N2 4. Tác dụng với axit a) Tác dụng vĩi HCl, H2SO4lỗng tạo muối + H2 Mg + 2HCl  MgCl2 +H2 b) Tác dụng với H2SO4 đặc tạo Muối + (SO2, S, H2S) +H2O 3Ca+ 4H2SO4 đặc  3CaSO4 + S +4H2O 4Ca+ 5H2SO4 đặc  4CaSO4 + H2S +4H2O c) Td với HNO3 tạo muối+(NO, NO2, N2, N2O, NH4NO3) + H2O 4Ca + 10HNO3 lỗng  4Ca(NO3)2 + N2O +5H2O 4Mg + 10HNO3 lỗng  4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Mg + 4HNO3 đặc  Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 5) Tác dụng với nước * Ở to thường: - Mg pứ chậm.- Ca, Sr, Ba: phản ứng mạnh * Be: khơng phản ứng với H2O ở cả nhiệt độ cao. đpnc 6) Điều chế: Điện phân nĩng chảy muối halogenua CaCl2  Ca + Cl2 7) Canxi hiđroxit Ca(OH)2 (vơi tơi (rắn) hay dd nước vơi trong) * Dẫn CO2 dư vào nước vơi trong thì cĩ kết tủa và kết tủa tan. CO2 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2O CO2dư + CaCO3 + H2O  Ca(HCO3)2. * Dẫn CO2 vào nước vơi trong dư thu được kết tủa CO2 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2O 8) Canxi cacbonat: CaCO3 (đá vơi) * TCVL: Chất rắn, màu trắng, khơng tan trong nước (nhưng tan trong nước cĩ khí CO2). CO2dư + CaCO3 + H2O  Ca(HCO3)2 * TCHH: a. Bị nhiệt phân hủy: to CaCO3  CaO + CO2  (xảy ra trong quá trình nung vơi). 1 b. Tan trong nước cĩ CO2: CaCO + CO + H O  Ca(HCO ) 3 2 2 2 3 2 - Phản ứng thuận (1): giải thích sự xâm thực của nước mưa đối với núi đá vơi. - Phản ứng nghịch (2): Giải thích sự hình thành thạch nhũ trong hang động núi đá vơi, cặn trong ấm nước * Trạng thái tự nhiên: Đá vơi, đá phấn, đá hoa, vỏ sị, ốc 9) Canxi sunfat: CaSO4 (thạch cao) - Thạch cao sống: CaSO4.2H2O => dùng sản xuất xi măng. - Thạch cao nung : CaSO4.H2O => dùng đúc tượng, bĩ bột. 6
7. - Thạch cao khan: CaSO4. 10. Nước cứng - Khái niệm: Nước cứng là nước chứa nhiều ion Ca2+, Mg2+ - Tác hại của nước cứng (khơng gây ngộ độc nước uống). + Tốn nhiên liệu, gây nổ. + Tắc ống dẫn nước. + Quần áo mau hư, tốn xà phịng => Nên dùng chất giặt rửa tổng hợp + Giảm hương vị của thức ăn, nấu thức ăn lâu chín. - Phân loại: 3 loại: Loại nước Nước cứng tạm thời Nước cứng vĩnh cửu Nước cứng tồn phần 2+ 2+ Thành phần 2+ 2+ Ca , Mg , 2+ 2+ Ca , Mg , HCO3 Ca , Mg , HCO3 , - 2 Cl hoặc SO4 - 2 Cl hoặc SO4 Cĩ trong Ca(HCO3)2 hoặc Mg(HCO3)2 MgCl2 hoặc MgSO4 Ca(HCO3)2 và MgCl2 hoặc muối MgSO4 Làm mềm đun hoặc dùng Ca(OH)2 (vừa Dùng Na2CO3, Na3PO4. đủ), NaOH, Na2CO3, Na3PO4. III. NHƠM & HỢP CHẤT 1) Ơ 13, nhĩm IIIA, CK 3 => cĩ 3 electron lớp ngồi cùng 2) Al màu trắng bạc, mềm, nhẹ. 3) Tính dẫn điện: Ag Cu Au Al Fe 4)Tính khử mạnh (yếu hơn IA, IIA) A l 3 e A l 3 5) Nhơm bền trong khơng khí do cĩ lớp Al2O3 bảo vệ. 6)Al tác dụng với oxit kim loại = phản ứng nhiệt nhơm. 7) Al tác dụng được với dd axit HCl và dd kiềm NaOH nhưng khơng gọi Al là chất lưỡng tính. =>nhớ:Al2O3 là oxit lưỡng tính; Al(OH)3 là hiđroxit lưỡng tính. 8) Nguyên liệu để sản xuất nhơm: quặng boxit: Al2O3.2 H2O 0 0 9) Điều chế Al chỉ bằng cách đpnc Al2O3 ở t nc rất cao nên cho criolit(Na3AlF6) vào để hạ t nc xuống 10)Tác dụng của criolit: - Hạ nhiệt độ nĩng chảy (mục đích chính). - Tăng khả năng dẫn điện - Bảo vệ nhơm khỏi bị oxi hĩa trong khơng khí. 10) Khi điện phân nĩng chảy Al2O3 thì -Ở catot (-) xảy ra sự khử Al3+ thành Al: Al3+ +3e Al 2- 2- - Ở anot (+) xảy ra sự oxi hĩa O thành O2: 2O O2+ 4e 11) Phèn chua: K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O or KAl(SO4)2.12H2O MỘT SỐ HIỆN TƯỢNG LIÊN QUAN ĐẾN Al VÀ HỢP CHẤT. Al tác dụng được với dd axit HCl và dd kiềm NaOH nhưng khơng gọi Al là kim loại lưỡng tính => nhớ: Al2O3 là oxit lưỡng tính; Al(OH)3 là hiđroxit lưỡng tính. TT Thí nghiệm Hiện tượng Phương trình hĩa học 1 Dd NaOHdư + dd AlCl3 Kết tủa keo trắng 3NaOH+AlCl3  Al(OH)3↓+3NaCl sau đĩ tan NaOHdư+Al(OH)3  NaAlO2+2H2O 2 Dd NaOH + dd AlCl3dư Kết tủa keo trắng 3NaOH+AlCl3  Al(OH)3↓+3NaCl khơng tan Al(OH)3 khơng tan với AlCl3dư 3 dd NH3 vào dd AlCl3 Kết tủa keo trắng AlCl3+3NH3+3H2O  Al(OH)3+3NH4Cl (NH3dư hoặc AlCl3dư) khơng tan Al(OH)3 khơng tan trong dd NH3dư hoặc AlCl3dư 7
8. 3+  Phương án tốt nhất điều chế Al(OH)3 là cho muối Al tác dụng với dd NH3dư 4 CO2 dư vào dd natri Kết tủa keo trắng NaAlO2 +CO2+ H2O  Al(OH)3 +NaHCO3 aluminat NaAlO2 khơng tan Al(OH)3 khơng tan trong khí CO2 dư. 5 Dd HCl dư vào dd natri Kết tủa keo trắng NaAlO2 +HCl + H2O  Al(OH)3 + NaCl aluminat NaAlO sau đĩ tan 2 Al(OH)3 +3HCldư  AlCl3 + 3H2O 6 Dd HCl vào dd natri Kết tủa keo trắng NaAlO2 +HCl + H2O  Al(OH)3 + NaCl aluminat NaAlO2 dư khơng tan Al(OH)3 khơng tan với AlCl3dư  Phương án tốt nhất tái tạo Al(OH)3 từ muối NaAlO2 là sục khí CO2 dư vào dung dịch muối này. B. PHƯƠNG PHÁP GIẢI BÀI TẬP KIM LOẠI KIỀM – KIỀM THỔ - NHƠM Dạng 1: Kim loại IA (kim loại kiềm) phản ứng với nước Bài tốn: Cho m gam kim loại kiềm R tác dụng hồn tồn với nước, sau phản ứng thu được V lít khí H2(đktc). Xác định kim loại kiềm R? Giải: V Bước 1: nH = = a(mol) 2 22,4 Bước 2: Viết PTHH và tính tốn theo PTHH 2 R + 2H2O  2ROH + H2 2a  2a  a (mol) mR m Bước 3: MR = => KL R là nR 2a Dạng 2: Kim loại IIA (kim loại kiềm thổ) phản ứng với nước Bài tốn: Cho m gam kim loại kiềm thổ R tác dụng hồn tồn với nước, sau phản ứng thu được V lít khí H2(đktc). Xác định kim loại kiềm thổ R? Giải: V Bước 1: nH a(mol) 2 22,4 Bước 2: Viết PTHH và tính tốn theo PTHH R + H2O  R(OH)2 + H2 a  a  a (mol) mR m Bước 3: MR = => KL R là nR a Đề bài sẽ cho (Be= 9; Mg=24; Ca=40; Sr= 88; Ba =137) => chọn đáp án Dạng 3: Kim loại R (chưa biết hĩa trị) phản ứng với nước Bài tốn: Cho m gam kim loại R tác dụng hồn tồn với nước, sau phản ứng thu được V lít khí H2(đktc). Xác định kim loại R? V Bước 1: nH a(mol) 2 22,4 8
9. Bước 2: Viết PTHH và tính tốn theo PTHH 2R + 2H2O  2R(OH)n + nH2 2a/n  2a/n  a (mol) mR m m.n Bước 3: MR = ( a: biết) => MR gấp bao nhiêu lần n => chọn n = 1 =>MR= .(xem nR 2a/n 2a phù hợp hay khơng) chọn n = 2 =>MR= .(xem phù hợp hay khơng) Dạng 4: Hỗn hợp hai KL kiềm A, B ở 2 chu kì kế tiếp nhau thuộc cùng nhĩm A phản ứng với nước hoặc axit. Tìm A,B Bài tốn: Cho m gam hai kim loại kiềm A, B ở 2 chu kì kế tiếp nhau tác dụng hồn tồn với nước, sau phản ứng thu được V lít khí H2(đktc). Xác định kim loại kiềm A,B? Giải V nH a(mol) 2 22,4 ___ Đặt R là kí hiệu chung của 2KL A,B ( MA MA MA = 23 => A là Na R MB = 39 => B là K Dạng 5: Điện phân nĩng chảy muối clorua của kim loại kiềm Bài tốn: Điên phân nĩng chảy một muối clorua của kim loại kiềm thổ thu được m gam kim loại ở catot và V lít khí (đktc) ở anot. Tìm kim loại kiềm thổ? V nCl a(mol) 2 22,4 đpnc 2RCl  2R + Cl2 2a ←a mKL M = Đề bài sẽ cho (Li = 7; Na=23; K=39; Rb = 86; Cs =131) => chọn đáp án R 2a Dạng 6: Điện phân nĩng chảy muối clorua của kim loại kiêm thổ. Bài tốn: Điên phân nĩng chảy một muối clorua của kim loại kiềm thu được m gam kim loại ở catot và V lít khí (đktc) ở anot. Tìm kim loại kiềm? V nCl a(mol) 2 22,4 đpnc RCl2  R + Cl2 a ←a 9
10. mKL M = = Đề bài sẽ cho (Be= 9; Mg=24; Ca=40; Sr= 88; Ba =137) => chọn đáp án R a Dạng 7: Hỗn hợp (Na,K, Al) cho vào nước Câu 1: Cho m gam hỗn hợp gồm Al và Na vào nước dư, sau khi các phản ứng xảy ra hồn tồn, thu được 2,24 lít khí H2 (đktc) và 2,35 gam chất rắn khơng tan. Giá trị của m là A. 3,70. B. 4,85. C. 4,35. D. 6,95. Sau phản ứng cĩ chất rắn => Al dư và mAl dư = 2,35 gam Na + H2O  NaOH + 0,5H2 x → x → 0,5x Al + NaOH + H2O  NaAlO2 + 1,5H2 ( do Al dư nên mol H2 tính theo NaOH) Pư x ← x → 1,5x =>nH2 = 0,5x + 1,5x = 0,1 => x = 0,05 mol => m = mAl ban đầu + mNa = mAl pư + mAl dư + mNa = = 27.0,05 + 2,35 + 0,05.23 = 4,85 gam Câu 2: Một hỗn hợp gồm Na, Al cĩ tỉ lệ số mol là 1:2. Cho hỗn hợp này vào nước. Sau khi kết thúc phản ứng thu được 8,96 lít H2 (đktc) và chất rắn. Khối lượng chất rắn là giá trị nào sau đây? A. 5,6 gam B. 5,5 gam C. 5,4 gam D. 10,8 gam Na và Al cĩ tỉ lệ mol là (1 : 2) => Na (x mol) và Al (2x mol); sau phản ứng cĩ chất rắn => Al dư Na + H2O  NaOH + 0,5H2 x → x → 0,5x Al + NaOH + H2O  NaAlO2 + 1,5H2 ( do Al dư nên mol H2 tính theo NaOH) Bđ 2x x Pư x ← x → 1,5x Spu x 0 1,5x =>nH2 = 0,5x + 1,5x = 0,4 => x = 0,2 mol => mrắn =mAl dư = 0,2.27 =5,4 gam Dạng 8: BÀI TỐN VỀ CO2 I. TÁC DỤNG VỚI NaOH, KOH - Khi cho CO2 (hoặc SO2) tác dụng với NaOH, KOH cĩ thể xảy ra một trong hai hoặc cả hai phản ứng sau: (1) CO2 +NaOH  NaHCO3 ( lượng NaOH ít nhất để hấp thụ hết lượng CO2). (2) CO2 +2NaOH  Na2CO3 +H2O n Để xác định chính xác trường hợp nào thì ta nên lập tỉ lệ T= NaOH n CO2  T Viết pt (1) và tính theo NaOH  T = 1: tạo muối NaHCO3 => Viết pt (1) và tính theo NaOH hoặc CO2.  1 Viết pt (1), (2) và giải hệ x,y  T= 2: tạo muối Na2CO3=> Viết pt (2) và tính theo NaOH hoặc CO2.  T > 2: tạo muối Na2CO3 và NaOH dư=> Viết pt (2) và tính theo CO2 ( giải 3 dịng) mrắn = mmuối + mNaOH dư II. TÁC DỤNG VỚI Ca(OH)2, Ba(OH)2 1. Tính lượng kết tủa khi hấp thụ hết lượng CO2 vào dung dịch Ca(OH)2 hoặc Ba(OH)2 - Khi n > n => n = n - - nCO CO2 Ca(OH)2  OH 2 - Khi n n => n = nCO CO2 Ca(OH)2  2 2. Tính lượng kết tủa khi hấp thụ hết lượng CO 2 vào dung dịch chứa hỗn hợp gồm NaOH và Ca(OH) 2 hoặc Ba(OH)2 10
11. Điều kiện: n - n OH CO2 Cơng thức: n 2- = n - - nCO CO3 OH 2 * so sánh n 2- với nCa or nBa . Số mol CaCO3 sẽ tính theo số mol nhỏ. CO3 3. Tính thể tích CO2 cần hấp thụ hết vào dung dịch Ca(OH)2 hoặc Ba(OH)2 để thu được lượng kết tủa theo yêu cầu (cĩ 2 kết quả) n = n n = n - n Min: CO2  ; Max: CO  2 OH- Dang 9: TỐN VỀ MUỐI CACBONAT 2 2 1. nhỏ từ từ axit (HCl, H 2SO4 lỗng) vào dung dịch chứa đồng thời CO3 và HCO3 hoặc CO3 thu được V lít khí CO2 và dd X. Cho dd X tác dụng với Ca(OH)2dư thu dược m gam kết tủa + 2 H + CO HCO nCO n n 2 3 3 2 H CO3 + H + HCO CO H O nCaCO (n n 2 ) nCO 3 2 2 3 HCO3 CO3 2 2 H+ phản ứng đồng thời với cả 2 ion theo đúng tỉ lệ mol 2. nhỏ từ từ dung dịch chứa đồng thời CO3 của 2 ion đĩ tạo CO và nước. Hai ion cùng hết hoặc và HCO vào dung dịch axit (HCl, H SO l) 2 3 2 4 cùng dư. 2H+ +CO2 CO H O 3 2 2 2x+y= n H+ 2x x x n x CO2 VCO =(x+y).22,4 + = 3 2 H +HCO3 CO2 H2O y n HCO3 y y y Dạng 10: Phản ứng nhiệt nhơm: 2yAl + 3FexOy  yAl2O3 + 3xFe 1. Hỗn hợp sau phản ứng + axit (HCl) tạo n1 mol H2 Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 2Aldư + 6HCl  2AlCl3 + 3H2 Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O => nHCl = 2.n1 + 2nO(oxit) * Hiệu suất phản ứng nhiệt nhơm n Al H = pư .100% khi so sánh tỉ lệ (số mol : hệ số) Al nhỏ. n Albđ noxit pư H = .100% khi so sánh tỉ lệ (số mol : hệ số) oxit nhỏ. noxit bđ 2. Hỗn hợp sau phản ứng + bazơ (NaOH) tạo n2 mol H2 Hỗn hợp sau phản ứng +NaOH cĩ H2 suy ra Al dư Aldư + NaOH + H2O  NaAlO2 + 1,5H2 ; Al2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O => nNaOH = 2/3n2 + 2/3nO(oxit) * nAl dư = n2/1,5 ; nFe = n1 – n2 ; * suy ra số mol FexOy bằng BTNT Fe rồi tính tốn theo yêu cầu. - Dạng 11: m gam hh Na, Ba+H2O dd X:1OH + 0,5H2(a mol) Na (x mol) ; Ba (y mol): giải hệ sau tìm x, y. 23x + 237y = m và x +2y = 2a - - dd X (OH )+ axit (HCl, H2SO4 lỗng). 11
12. n = 2n ; n = n HCl H2 H2SO4 H2 - - dd X (OH ) + CuSO4 kết tủa: Cu(OH)2, BaSO4 2+ - Cu +2OH Cu(OH)2 2+ - 2+ 2 So sánh mol Cu và OH để tính số mol Cu(OH)2; So sánh số mol Ba và SO4 để tính số mol BaSO4 Dạng 12: Na,K + dd axit (HCl, H2SO4 lỗng) ddX + H2 Na + 2HCl 2NaCl + H2 Nadư + H2O NaOH + 0,5H2 Lượng H2 do axit tạo ra nhỏ hơn H2 đề bài cho thì suy ra Na cĩ tác dụng với nước. Dạng 13: m gam Na, K tác dụng với n gam H2O tạo dung dịch X . Tính nồng độ % của dd X. Na + H2O  NaOH + 0,5H2 ; nNa nNa 0,5 nNa m 40.n 40.n C% = NaOH .100%= Na .100% = Na .100% m m + m - m m + m - n ddNaOH Na H2O H2 Na H2O Na Dạng 14: K2O, Na2O + H2O tạo dd X. Tính nồng độ % của dd X. K2O + H2O  2KOH n n K2O 2 K2O m 56.2.n C% = KOH .100% = K2O .100% mddKOH m + mH O K2O 2 CHƯƠNG 7: SẮT - CROM & HỢP CHẤT SẮT, CROM A. TĨM TẮT LÝ THUYẾT I. SẮT 1. Vị trí: Ơ 26, CK 4, nhĩm VIIIB; 2 2 6 2 6 6 2 6 2 2+ 6 3+ 5 2. Cấu hình e: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s hoặc [Ar]3d 4s ; Fe : [Ar]3d ; ion Fe : [Ar]3d 3.TCVL: Fe dẫn nhiệt, dẫn điện tốt, cĩ tính nhiễm từ; chủ yếu tồn tại dạng hợp chất trong các quặng. Quặng Hematit đỏ Hematit nâu Manhetit Xiđerit Pirit sắt Fe3O4 Cơng thức Fe2O3 Fe2O3.nH2O Hàm lượng Fe FeCO3 FeS2 cao nhất II. HỢP CHẤT SẮT 1. Sắt (II) oxit = FeO → FeO là chất bột màu đen, khơng tan trong nước. 2. Sắt (III) oxit = Fe2O3 → Fe2O3 là chất bột màu đỏ, khơng tan trong nước. 3. Sắt (II) hiđroxit = Fe(OH)2 → Fe(OH)2 là kết tủa trắng xanh (lục nhạt) dễ bị oxi hĩa tạo Fe(OH)3. 4. Sắt (III) hiđroxit = Fe(OH)3→ Fe(OH)3 là kết tủa màu nâu đỏ. III. MỘT SỐ LƯU Ý SẮT VÀ HỢP CHẤT SẮT 1)Fe cĩ tính nhiễm từ (khác với các kim loại khác). 2) Fe cĩ tính khử trung bình. 3) Fe + HNO3, H2SO4 đặc,nĩng dư => tạo muối Fe(III). 4) Fe dư + HNO3, H2SO4 đặc,nĩng => tạo muối Fe(II). 5) Hợp chất mà nguyên tố sắt chỉ cĩ tính oxi hĩa là hợp chất sắt (III): Fe2O3, FeCl3, Fe(OH)3, Fe2(SO4)3, 12
13. 6) Hợp chất mà nguyên tố sắt mang tính khử chủ yếu và oxi hĩa là hợp chất sắt (II):FeO, FeCl 2, Fe(OH)2, FeSO4 7) Fe và các hợp chất Fe (II) hoặc Fe3O4 + HNO3 thì xảy ra phản ứng oxi hĩa-khử => tạo khí. (HNO3 lỗng tạo khí NO ; HNO3 đặc tạo khí NO2) 8) Fe2O3; Fe(OH)3 + HNO3 khơng tạo ra khí và khơng thuộc loại oxi hĩa-khử. 9) Fe(OH)2 màu trắng hơi xanh (lục nhạt) dễ bị oxi hĩa trong khơng khí thành Fe(OH)3 màu nâu đỏ: 4Fe(OH)2 +O2 +2H2O 4Fe(OH)3 10) Điều chế Fe(OH)2 : kết tủa lục nhạt (trắng hơi xanh) = dung dịch kiềm +dung dịch muối Fe(II) trong điều kiện khơng cĩ khơng khí: FeCl2+2NaOH →Fe(OH)2↓+2NaCl Nếu cĩ khơng khí thì: 4Fe(OH)2 +O2 +2H2O 4Fe(OH)3 11) Điều chế Fe(OH)3 kết tủa đỏ nâu = dung dịch kiềm + dung dịch muối Fe(III) : FeCl3+3NaOH →Fe(OH)3↓+3NaCl 12) Fe + AgNO3 dư: Fe +3AgNO3 → Fe(NO3)3 + 3Ag 13) Fedư + AgNO3 : Fedư +2AgNO3 → Fe(NO3)2 + 2Ag 14) Zn, Al, Mgdư + Fe(NO3)3 : Fe(III) bị khử đến Fe 3Mgdư + 2Fe(NO3)3 → 3Mg(NO3)2 + 2Fe 15) Zn, Al, Mg +Fe(NO3)3 dư: Fe(III) bị khử đến Fe(II) : Mg + 2Fe(NO3)3dư → 2Fe(NO3)2 + Mg(NO3)2 + + 2 16) Muối KHSO4 (tạo K , H , SO4 ) khơng cĩ tính lưỡng tính chỉ cĩ tính axit và xem như là 1 axit H 2SO4 lỗng. 17) Fe(NO3)2 + KHSO4 tạo khí NO 2+ + 3+ 3Fe + NO3 + 4H → 3Fe + NO + 2H2O 18) Nhiệt phân Fe(OH)2 đến khối lượng khơng đổi => FeO to ,khơngcĩkhơng khí Fe(OH)2  FeO + H2O 19) Nhiệt phân Fe(OH)2 trong khơng khí đến khối lượng khơng đổi => Fe2O3 to 4Fe(OH)2 O2  2Fe2O3 + 4H2O 20) Nhiệt phân Fe(OH)3 đến khối lượng khơng đổi => Fe2O3 to 2Fe(OH)3  Fe2O3 + 3H2O 21) Nhiệt phân Fe(NO3)2, Fe(NO3)3 trong điều kiện cĩ hay khơng cĩ khơng khí đến khối lượng khơng đổi => Fe2O3 to t0 2Fe(NO3 )2  2FeO + O2 + 4NO2 => sau đĩ 4FeO + 3O2  2Fe2O3 to 4Fe(NO3 )3  2Fe2O3 + 3O2 + 12NO2 22) Gang (2-5%C) và thép (0,01-2%C) đều chứa Fe và C (Fe chiếm chủ yếu). 23) Nguyên liệu sản xuất gang là quặng sắt oxit (thường là Hematit đỏ Fe2O3). 24) Nguyên tắc luyện gang là dùng chất khử CO khử oxit sắt (Fe2O3) 25) Thứ tự các phản ứng khử oxit sắt: Fe2O3 Fe3O4 FeO Fe Tam từ nhị nguyên 26) Nguyên liệu luyện thép là dùng gang trắng. 27) Nguyên tắc luyện thép là oxi hĩa các tạp chất (C, Si, S, P, Si, ) trong gang để làm giảm hàm lượng của chúng . 28) Chất xỉ đều cĩ ở cả quá trình luyện gang và thép là CaSiO3 IV. CROM 1) Cr: Ơ 24, chu kì 4, nhĩm VIB. 2) Cấu hình e: 1s22s22p63s23p63d54s1 hay [Ar]3d54s1 13
14. 3) Trong hợp chất cĩ số oxi hĩa phổ biến: +2, +3, +6 4) Là KL màu trắng ánh bạc, là KL nặng, cứng nhất trong tất cả các kim loại => rạch được thủy tinh. 5) Cr cĩ tính khử mạnh hơn Fe nhưng yếu hơn Zn 6) Tác dụng với phi kim: O2, Cl2, S (td với F2 ở đk thường) to to to 4Cr + 3O2  2Cr2O3; 2Cr + 3Cl2  2CrCl3 ; 2Cr +3S  Cr2S3 7) Khơng td với nước do cĩ màng oxit bảo vệ. 8)Td với dd HCl,H2SO4 lỗng, nĩng=>Muối Cr(II)+ H2↑ to to Cr+2HCl  CrCl2 +H2 ; Cr+H2SO4 (l)  CrSO4 +H2  9) Td với HNO3, H2SO4 đặc nĩng => Muối Cr(III) to 2Cr+6H2SO4 (đặc)  Cr2 (SO4 )3 +3SO2  +6H2O V. HỢP CHẤT CỦA CROM Oxit CrO Cr2O3 CrO3 TCVL - Chất rắn màu lục thẫm, khơng tan - Chất rắn, màu đỏ thẫm tan trong nước. trong nước được dùng tạo màu lục cho đồ sứ, đồ thủy tinh. Tính axit – Oxit bazơ Oxit lưỡng tính: tác dụng với HCl và Oxit axit tác dụng với H2O tạo 2 axit. bazơ NaOH đặc CrO3+H2O→H2CrO4: Axit cromic 2CrO3+H2O→H2Cr2O7 Axit đicromic Cr2O3 +6HCl  2CrCl3 +3H2O => 2 axit này khơng tách ra được mà Cr O +2NaOH  2NaCrO +H O 2 3 đặc 2 2 chỉ tồn tại trong dung dịch. Tính oxi Chất khử Chất khử + chất oxi hĩa CrO3 cĩ tính oxi hĩa mạnh: một số chất vơ cơ và hĩa - khử hữu cơ S, P, C, C2H5OH bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3. Hiđroxit Cr(OH)2 bazơ Cr(OH) 3 kết tủa, màu lục xám, là hiđroxit lưỡng tính giống Al(OH)3 2- 2- Muối Muối Cr(III) Muối cromat (CrO4 ) màu Muối đicromat (Cr2O7 ) vàng chanh bền trong mơi màu da cam bền trong mơi trường bazơ (OH-) trường axit (H+) Phèn crom - kali Hai dạng cromat và đicromat chuyển hĩa lẫn nhau K SO .Cr (SO ) .24H O OH- 2 4 2 4 3 2 Cr O2 + H O  Cr O2 +2H 2 7 2 + 2 4 Hay KCr(SO4)2.12H2O H Da cam (H+) vàng(OH-) =>FeSO4 làm mất màu da cam của K2Cr2O7 trong mơi trường axit = giống mất màu thuốc tím 6FeSO4+K2Cr2O7 +7H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 +K2SO4+Cr2(SO4)3+7H2O (da cam) (vàng nâu) =>Vì ở trạng thái số oxi hĩa trung gian, ion Cr 3+trong dung dịch vừa cĩ tính oxi hĩa (mt axit) vừa cĩ tính khử (mt bazơ). Mơi trường axit: 2CrCl3 + Zn  2CrCl2 + ZnCl2 Mơi trường bazơ: 2NaCrO2 +3Br2 +8NaOH →2Na2CrO4+ 6NaBr +4H2O B. PHƯƠNG PHÁP GIẢI CHƯƠNG 7: SẮT – CROM VÀ HỢP CHẤT 1.Xác định cơng thức FexOy: x n  Thơng thường ta xác định tỷ lệ = Fe y nO 14
15. x - Nếu =1  FexOy là: FeO y x 2 - Nếu =  FexOy là: Fe2O3 y 3 x 3 - Nếu =  FexOy là: Fe3O4 y 4 Để xác định tỷ lệ này cĩ thể dựa vào: Định luật bảo tồn nguyên tố, Định luật bảo tồn số mol electron, phản ứng với axit, với chất khử mạnh C, CO, H2, Al, +HNO3 2)m gam Fe + O2  hh A (mA gam) (FeO, Fe2O3, Fe3O4, Fe dư)  Fe(NO3)3 + NO,NO2 + H2O Quy đổi A: Fe x mol và O y mol => mA= 56x +16y (1) Cho e: Fe Fe3+ + 3e x 3x Nhận e: O + 2e O2 ; y 2y +5 +2 N + 3e N (NO) 3a mol  a mol BT e: 3x = 2y +3a (2) . Giải hệ (1) và (2). Tìm x, y. +H2SO4 3) Fe + O2  hh A (FeO, Fe2O3, Fe3O4, Fe dư)  Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O Quy đổi A: Fe x mol và O y mol => mA= 56x +16y (1) Cho e: Fe Fe3+ + 3e x 3x Nhận e: O + 2e O2 ; y 2y +6 +4 S + 2e S(SO2 ) 2a mol  a mol BT e: 3x = 2y +2a (2) . Giải hệ (1) và (2) tìm x, y. n =5.n 4. FeSO4 làm mất màu dd KMnO4/H2SO4 lỗng => FeSO4 KMnO4 10FeSO4 + 2 KMnO4 +8 H2SO4 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O 5. FeSO4 làm mất màu dd K2Cr2O7/H2SO4 lỗng => n = 6.n FeSO4 K 2Cr2O7 6FeSO4 +K2Cr2O7+7H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + Cr2(SO4)3+ 7H2O 6. K Cr O tác dụng với HCl : 3.n = n 2 2 7 K 2Cr2O7 Cl2 0 K2Cr2O7 +14HCl  2KCl+2CrCl3 +3Cl2 +7H2O 15
16. 7. Fe + H2SO4 đặc nĩng => muối gì ? m =? 2Fe +6H2SO4 đặc nĩng → Fe2(SO4)3 +3SO2 + 6H2O Fe +2H2SO4 đặc nĩng → FeSO4 +SO2 + 2H2O nH SO T = 2 4 ; n = 2n H 2SO4 SO2 nFe T 2 3 2+ 2+ 3+ 3+ Fedư Fe Fe Fe Fe Fe2+ Fe3+ axit dư 8.Tính lượng Ag sinh ra khi cho Fe phản ứng AgNO3 Fe +2AgNO3 → Fe(NO3)2 + 2Ag Fe + 3AgNO3 + →Fe(NO3)3 +3Ag Nếu: 3n n n = n Nếu : 3n so sánh mol xem nếu AgNO3 dư thì viết tiếp phương trình Fe(NO3)2 + AgNO3 + →Fe(NO3)3 +Ag => tiếp tục so sánh mol để suy ra lượng Ag. CHƯƠNG 8: NHẬN BIẾT CÁC CHẤT HỮU CƠ VÀ VƠ CƠ 1. Dựa vào cation (ion dương) Cation Thuốc thử Dấu hiệu Phương trình ion rút gọn Các hc của Na cháy ngọn lửa Na+ Ngọn lửa Màu vàng màu vàng. dd kiềm/to và giấy Khí cĩ mùi khai và làm xanh NH + NH + +OH NH  +H O 4 quỳ tím ướt giấy quì tím ướt 4 3 2 2+ 2+ - Mg ↓ trắng Mg(OH)2 Mg +2OH Mg(OH)2  3+ - Al +3OH Al(OH)  dd kiềm: NaOH ↓ keo trắng Al(OH)3 tan trong 3 Al3+ dd NaOH dư (khơng tan 3+ (Hoặc dd NH3) Al +3NH3 +3H2O trong dd NH3) + Al(OH)3  +3NH4 2+ 2+ - Cu ↓ xanh Cu(OH)2 Cu +2OH Cu(OH)2 2+ Fe +2OH Fe(OH)2 * dd kiềm hoặc dd *  Fe(OH)2 trắng xanh 2+ - 2+ + Fe NH3 MnO4 +5Fe +8H + *dd KMnO4/H * Mất màu dd KMnO4 2+ 3+ Mn +5Fe +4H2O 3+ * dd kiềm, 3+ Fe * ↓ nâu đỏ Fe(OH)3 Fe +3OH Fe(OH)3 dd NH3 2+ 2- + 2+ 2- Ba * dd SO4 /H * ↓ trắng BaSO4 Ba +SO4 BaSO4  16