- Kim loại nhóm kiềm hay kim loại nhóm IA gồm Li, Na, K, Rb, Cs và Fr. Trong các kim loại này chúng ta thường gặp là Na và K.
- Vị trí: Nhóm IA = Li Na K Rb Cs Fr [phóng xạ]
- Cấu hình: …ns1
- Các kim loại kiềm đều có cấu trúc lập phương tâm khối nên rất nhẹ, chúng dễ nóng chảy và mềm. Li là kim loại nhẹ nhất, Cs do có bán kính nguyên tử lớn nên dùng làm tế bào quang điện, Fr là nguyên tố phóng xạ.
- Tính khử rất mạnh: M → M++ 1e;
- Tính khử tăng dần từ Li → Cs
- Tác dụng với phi kim: Phản ứng xảy ra dễ dàng
- Tác dụng với axit: Mãnh liệt + nổ M + HCl → MCl + 1/2H2
- Tác dụng với nước: Mãnh liệt + nổ M + H2O → MOH + 1/2H2
- Chú ý: Do kim loại kiềm dễ phản ứng với oxi, nước → ngâm trong dầu hỏa để bảo quản.
- Ứng dụng:
- Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp dùng trong thiết bị báo cháy,…
- Các kim loại kali và natri dùng làm chất trao đổi nhiệt trong một vài lò phản ứng hạt nhân.
- Kim loại xesi dùng chế tạo tế bào quang điện.
- Kim loại kiềm được dùng để điều chế một số kim loại hiếm bằng phương pháp nhiệt luyện.
- Kim loại kiềm được dùng nhiều trong tổng hợp hữu cơ.
- Trạng thái tự nhiên: Dạng hợp chất nước biển, đất …
- Điều chế: Điện phân nóng chảy muối halogen [hoặc hidroxit]
- Phân li hoàn toàn → môi trường bazơ [pH>7]
- Tính chất của bazơ [mạnh]
- Tác dụng được oxit axit: CO2, SO2,…
- CO2 + NaOH → NaHCO3
- CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
- Tác dụng với axit: HCl, H2SO4, HNO3,…
- Tác dụng với muối: [phản ứng phải sinh ra kết tủa]:
- CuCl2 + 2NaOH → Cu[OH]2↓ + 2NaCl
- Tác dụng được oxit axit: CO2, SO2,…
- Kém bền với nhiệt
- 2NaHCO3→ Na2CO3 + CO2 + H2O
- Tính lưỡng tính
- NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O
- NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O
- Bền với nhiệt
- Tính chất của muối
- [+ axit, muối, bazơ/ sau phản ứng phải có ↑, ↓]
- Na2CO3 + HCl → NaCl + CO2 ↑ + H2O
- Na2CO3 + Ba[OH]2 → BaCO3 ↓ + 2NaOH
- Na2CO3 + CaCl2 → CaCO3 ↓ + 2NaCl
- Trong dd cho môi trường kiềm[pH>7]
- Kim loại kiềm thổ hay kim loại nhóm IIA gồm Be, Mg, Ca, Sr, Ba và Ra trong đó Radi là nguyên tố phóng xạ. Chúng ta thường gặp Mg, Ca và Ba.
- Đây đều là những kim loại có tính khử mạnh [nhưng yếu hơn kim loại kiềm cùng chu kì].
- Be và Mg có cấu trúc lục phương;
- Ca và Sr có cấu trúc lập phương tâm diện còn
- Ba có cấu trúc lập phương tâm khối.
- Các kim loại kiềm thổ tương đối nhẹ, tương đối dễ nóng chảy và tương đối mềm [so với các kim loại nói chung thì kim loại kiềm thổ nhẹ hơn, mềm hơn, dễ nóng chảy hơn nhưng nếu so với kim loại kiềm thì kim loại kiềm thổ có nhiệt độ nóng chảy cao hơn, cứng hơn và nặng hơn].
- Trong ba kim loại thường gặp thì Ca và Ba có tính chất hóa học tương đối giống nhau giống Kim Loại KIỀM [có phản ứng với nước] còn Mg thì khác hơn [không có phản ứng với nước].
- Cũng như kim loại kiềm các kim loại kiềm thổ chỉ có thể điều chế bằng phương pháp điện phân nóng chảy.
- Các kim loại kiềm thổ tạo thành các hiđroxit có công thức chung là M[OH]2 trong đó
- Ca[OH]2, Ba[OH]2 và Sr[OH]2 tan trong nước;
- Mg[OH]2 kết tủa màu trắng
- Be[OH]2 có tính lưỡng tính.
- Ca[OH]2 hay gặp hơn cả ở dạng dung dịch chúng ta gọi là nước vôi trong, ở dạng bột gọi là vôi bột còn dạng nhão gọi là sữa vôi hay vôi tôi.
- Các hiđroxit tan có đầy đủ tính chất của một bazơ kiềm như đổi màu chỉ thị, tác dụng với axit, tác dụng với dung dịch muối và quan trọng nhất là phản ứng với oxit axit [hay gặp nhất là CO2].
- Mg[OH]2 không tan trong nước nhưng bị axit mạnh hòa tan và ở nhiệt độ cao phân hủy tạo thành MgO và nước.
- Ca[OH]2 được điều chế nhờ phản ứng tôi vôi.
- Ca[OH]2 có nhiều ứng dụng trong xây dựng, nông nghiệp, …
- Kim loại kiềm thổ tạo thành nhiều loại muối khác nhau trong đó quan trong nhất là muối cacbonat, muối clorua, muối sulfat; đặc biệt là muối của canxi.
- Các muối clorua của kim loại kiềm thổ đều tan.
- Muối cacbonat trung hòa thì kết tủa nhưng muối hidrocacbonat thì tan tốt
- Muối sulfat của Mg tan tốt của Ca ít tan còn của Ba không tan cả trong axit mạnh.
- CaCO3 thường gọi là đá vôi có nhiều trong tự nhiên.
- CaSO4 thường gọi là thạch cao có nhiều ứng dụng như bó bột, làm khuôn, nguyên liệu xi măng …
I. VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN
– Cấu hình e nguyên tử: 13Al: 1s22s22p63s23p1
– Vị trí: Al thuộc ô 13, chu kì 3, nhóm IIIA.
II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ
– Mạng lập phương tâm diện, dẫn điện, dẫn nhiệt tốt; t0nc = 6600C .
– Màu trắng bạc, khá bền và dai, dễ kéo sợi và dát mỏng, nhẹ [D = 2,7].
– Một số hợp kim của nhôm:
+ Đuyra [95% Al; 4% Cu; 1% Mg, Mn, Si]: nhẹ bằng 1/3 thép, cứng gần bằng thép.
+ Silumin [gần 90% Al; 10% Si]: nhẹ, bền.
+ Almelec [98,5% Al; còn lại là Mg, Si và Fe] dùng làm dây cáp.
+ Hợp kim electron [10,5% Al; 83,3% Mg còn lại là Zn, Mn…]: chỉ nặng bằng 65% Al lại bền hơn thép, chịu được sự thay đổi đột ngột của nhiệt độ trong một giới hạn lớn nên được dùng làm vỏ tên lửa.
III. TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN
Nhôm là kim loại phổ biến nhất trong vỏ quả đất. Trong tự nhiên, Al có trong:
– Đất sét: Al2O3.2SiO2.2H2O.
– Mica: K2O.Al2O3.6SiO2.2H2O.
– Boxit: Al2O3.nH2O.
– Criolit: 3NaF.AlF3 hay [Na3AlF6].
IV. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
Có tính khử mạnh:
Al → Al3+ + 3e
1. Tác dụng với các phi kim
a. Với oxi
– 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 hống Al – Hg hoặc dùng Al bột đun nóng].
b. 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:
2Al + 3X2 → 2AlX3
– Khi đun nóng, Al tác dụng với bột S:
2Al + 3S → Al2S3
– Khi nhiệt độ rất cao, Al kết hợp với C và N2:
4Al + 3C → Al4C3 [8000C]
2. 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. 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
– 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. Tác dụng với dung dịch axit
a. Với H+ [HCl, H2SO4 loãng…]
Al phản ứng dễ dàng → muối + H2
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4 loãng → Al2[SO4]3 + 3H2
b. Tác dụng với các axit có tính oxi hóa mạnh: HNO3 loãng hoặc đặc, H2SO4 đậm đặc
Al + 4HNO3 loãng → Al[NO3]3 + NO + 2H2O
Al + 6HNO3 → Al[NO3]3 + 3NO2 + 3H2O
2Al + 6H2SO4 → Al2[SO4]3 + 3SO2 + 6H2O
Chú 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. Tác dụng với dung dịch bazơ
– Al tham gia phản ứng dễ dàng với các dung dịch kiềm:
2Al + 2NaOH + 2H2O → 2NaAlO2 + 3H2
2Al + Ba[OH]2 + 2H2O → Ba[AlO2]2 + 3H2
– Cơ chế:
+ 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.
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 + 3/2H2
+ 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. Tác dụng với dung dịch muối
– Al đẩy được kim loại đứng sau ra khỏi dung dịch muối của chúng:
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
V. ĐIỀU CHẾ
1. Nguyên liệu
Quặng boxit Al2O3 có lẫn SiO2 và Fe2O3.
2. Các giai đoạn điều chế
– Làm sạch nguyên liệu:
2NaOH + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O
2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O
NaAlO2 + CO2 + 2H2O → NaHCO3 + Al[OH]3
NaOH + CO2 → NaHCO3
2Al[OH]3 → Al2O3 + 3H2O
– Điện phân nóng chảy Al2O3 có mặt criolit Na3AlF6 [hạ nhiệt độ nóng chảy của Al2O3từ 20500C xuống 9000C; tăng độ dẫn điện do tạo thành nhiều ion hơn; tạo lớp bảo vệ không cho O2 phản ứng với Al nóng chảy]:
2Al2O3 → 4Al + 3O2
VI. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM
1. Nhôm oxit Al2O3
– Chất rắn màu trắng, không tan và không tác dụng với nước, rất bền vững, nóng chảy ở 20500C.
– Tồn tại ở dạng khan [emeri, corindon, rubi [lẫn Cr2O3], saphia [lẫn TiO2 và Fe3O4] hoặc dạng ngậm nước [boxit].
a. Tính chất hóa học
– Tính bền: Al2O3 không bị khử bởi H2, CO ở nhiệt độ cao; Al2O3 tác dụng với C không cho Al kim loại mà tạo Al4C3:
Al2O3 + 9C → Al4C3 + 6CO [> 20000C]
– Tính lưỡng tính:
+ Al2O3 là oxit bazơ khi tác dụng với axit mạnh → muối + H2O.
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
+ Al2O3 là oxit axit khi tác dụng với dung dịch bazơ mạnh → muối + H2O.
Al2O3 + 2NaOH → NaAlO2 + H2O
hay
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al[OH]4]
Al2O3 + 2OH– → 2AlO2– + H2O
b. Điều chế
Nhiệt phân Al[OH]3:
2Al[OH]3 → Al2O3 + 3H2O
2. Nhôm hiđroxit Al[OH]3
Là chất kết tủa keo, màu trắng.
a. Tính chất hóa học
– Kém bền với nhiệt:
2Al[OH]3 → Al2O3 + 3H2O [t0]
– Là hiđroxit lưỡng tính:
+ Tác dụng với axit mạnh:
Al[OH]3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
+ Tác dụng với dung dịch kiềm mạnh:
Al[OH]3 + KOH → KAlO2 + 2H2O
Al[OH]3 + KOH → K[Al[OH]4]
b. Điều chế
– Kết tủa Al3+:
Al3+ + 3OH– [vừa đủ] → Al[OH]3
Al3+ + 3NH3 + 3H2O → Al[OH]3 + 3NH4+
– Kết tủa AlO2–:
AlO2– + CO2 + 2H2O → Al[OH]3 + HCO3–
AlO2– + H+ [vừa đủ] + H2O → Al[OH]3
3. Muối nhôm [hay gặp: phèn chua: K2SO4, Al2[SO4]3.24H2O hay KAl[SO4]2.12H2O]
– Các dung dịch AlCl3, Al2[SO4]3 và Al[NO3]3 đều là các axit theo Bronstet có môi trường axit:
AlCl3 → Al3+ + 3Cl–
Al3+ + 3H2O ↔ Al[OH]3 + 3H+
→ Giải thích được sự thủy phân của muối Al trong các dung dịch có tính bazơ:
2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al[OH]3 + 6NaCl + 3CO2
Phản ứng với dung dịch kiềm: [chú ý cách thức và tỷ lệ phản ứng]
Al3+ + 3OH– → Al[OH]3
Al3+ + 4OH– → [Al[OH]4] –
Al[OH]3 + 3OH– → [Al[OH]4] –
– Các muối aluminat NaAlO2, KAlO2, Ba[AlO2]2 và Ca[AlO2]2 đều là bazơ dung dịch có môi trường bazơ.
AlO2– + 3H2O ↔ Al[OH]3 + 3OH–
AlO2– + H+ + H2O → Al[OH]3
Al[OH]3 + 3H+ → Al3+ + 3H2O
VII. NƯỚC CỨNG :
I. KHÁI NIỆM VÀ PHÂN LOẠI
– Nước cứng là loại nước chứa nhiều ion Ca2+ và Mg2+ [do trong chu trình vận chuyển của nước có giai đoạn nước ở trong đất nên hòa tan các hợp chất chứa Ca và Mg]. Nước chứa ít hoặc không chứa các ion trên là nước mềm.
– Nước cứng có 3 loại là:
+ Nước cứng tạm thời [là loại nước cứng khi đun sôi thì mất tính cứng do muối hiđrocacbonat bị nhiệt phân thành muối không tan]. Tính cứng tạm thời do các muối Ca[HCO3]2 và Mg[HCO3]2 gây ra.
+ Nước cứng vĩnh cửu. Tính cứng vĩnh cửu của nước do các loại muối MgCl2, CaCl2, MgSO4, CaSO4 gây ra.
+ Nước cứng toàn phần là nước cứng có cả tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu.
II. TÁC HẠI CỦA NƯỚC CỨNG
Nước cứng gây nhiều tác hại như làm tốn xà phòng khi giặt giũ, làm mất mùi vị khi nấu ăn, làm tốn năng lượng khi đun nấu và có thể gây nên hiện tượng chậm sôi rất nguy hiểm với nồi hơi.
III. PHƯƠNG PHÁP LÀM MỀM NƯỚC CỨNG
1. Nguyên tắc
Làm giảm nồng độ ion Ca2+ và Mg2+ trong nước.
2. Các phương pháp làm mềm nước cứng
a. Phương pháp kết tủa
– Với nước cứng tạm thời:
+ Đun sôi.
+ Thêm Ca[OH]2 vừa đủ.
+ Thêm các dung dịch kiềm khác, dung dịch muối CO32-, dung dịch PO43-.
– Với nước cứng vĩnh cửu:
Thêm các dung dịch muối CO32-, dung dịch PO43-.
b. Phương pháp trao đổi ion
Hiện nay các máy lọc nước có thể khử tính cứng của nước được dùng khá phổ biến.