Đề cương Ôn tập Cuối Học kì II Môn Hóa Học Lớp 12 Năm học 2023-2024

Nội dung tài liệu: Đề cương Ôn tập Cuối Học kì II Môn Hóa Học Lớp 12 Năm học 2023-2024

1. 3 Các cation M2+ của kim loại kiềm thổ cĩ cấu hình electron của nguyên tử khí hiếm đứng trước nĩ trong bảng tuần hồn. Số oxi hố : Các ion kim loại kiềm thổ cĩ điện tích duy nhất là 2+. Vì vậy trong các hợp chất, nguyên tố kim loại kiềm thổ cĩ số oxi hố là +2. Thế điện cực chuẩn : Các cặp oxi hố - khử M2+/M của kim loại kiềm thổ đều cĩ thế điện cực chuẩn rất âm. II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ Các kim loại kiềm thổ cĩ một số tính chất vật lí giống nhau : Nhiệt độ nĩng chảy và nhiệt độ sơi tương đối thấp (trừ beri). Độ cứng tuy cĩ cao hơn kim loại kiềm, nhưng nhìn chung kim loại kiềm thổ cĩ độ cứng thấp. Khối lượng riêng tương đối nhỏ, chúng là những kim loại nhẹ hơn nhơm (trừ bari). Một số hằng số vật lí của kim loại kiềm thổ Nguyên tố Be Mg Ca Sr Ba Nhiệt độ nĩng chảy (OC) 1280 650 838 768 714 Nhiệt độ sơi (OC) 2770 1110 1440 1380 1640 Khối lượng riêng (g/cm3) 1,85 1,74 1,55 2,6 3,5 Độ cứng (lấy kim cương 2,0 1,5 1,8 bằng 10) III. TÍNH CHẤT HỐ HỌC Một số đại lượng đặc trưng của kim loại kiềm thổ Nguyên tố Be Mg Ca Sr Ba Cấu hình electron [He]2s2 [Ne]3s2 [Ar]4s2 [Kr]5s2 [Xe]6s2 Bán kính nguyên tử (nm) 0,11 0,16 0,20 0,21 0,22 Năng lượng ion hố I 2 1800 1450 1150 1060 970 (kJ/mol) Độ âm điện 1,57 1,31 1,00 0,95 0,89 Thế điện cực chuẩn o - 1,85 - 2,37 - 2,87 - 2,89 - 2,90 E 2 M/M (V) Lập Mạng tinh thể Lục phương Lập phương tâm diện phương tâm khối Các kim loại kiềm thổ đều cĩ tính khử mạnh, nhưng yếu hơn so với kim loại kiềm. Tính khử của các kim loại kiềm thổ tăng dần từ Be đến Ba. 1. Tác dụng với phi kim Khi đốt nĩng, các kim loại kiềm thổ đều bốc cháy trong khơng khí tạo ra oxit. to 2Mg + O2  2MgO Tác dụng với halogen tạo muối halogenua. Ca + Cl2 CaCl2 2. Tác dụng với axit Ca + 2HCl CaCl2 + H2 3. Tác dụng với nước Ca, Sr, Ba tác dụng với H2O ở nhiệt độ thường tạo thành dung dịch bazơ. Mg tác dụng chậm với nước ở nhiệt độ thường tạo ra Mg(OH)2, tác dụng nhanh với hơi nước ở nhiệt độ cao tạo thành MgO. Be khơng tác dụng với H2O dù ở nhiệt độ cao. Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2 to Mg + H2O  MgO + H2 B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ 1. Canxi hiđroxit, Ca(OH)2 O Canxi hiđroxit là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước (độ tan ở 25 C là 0,12 g/100 g H2O). Dung dịch canxi hiđroxit (nước vơi trong) là một bazơ mạnh : 2+ – Ca(OH)2 Ca (dd) + 2OH (dd) Dung dịch canxit hiđroxit cĩ những tính chất chung của một bazơ tan (tác dụng với oxit axit, axit, muối). 2. Canxi cacbonat, CaCO3 O Canxi cacbonat là chất rắn màu trắng, khơng tan trong nước (độ tan ở 25 C là 0,00013 g/100 g H2O). Canxi cacbonat là muối của axit yếu và khơng bền, nên tác dụng được với nhiều axit hữu cơ và vơ cơ giải phĩng khí cacbon đioxit :
2. 4 CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2 CaCO3 + 2CH3COOH Ca(CH3COO)2 + H2O + CO2 Canxi cacbonat tan dần trong nước cĩ chứa khí cacbon đioxit, tạo ra muối tan là canxi hiđrocacbonat  Ca(HCO3)2 : CaCO3 + H2O + CO2  Ca(HCO3)2 Phản ứng thuận giải thích sự xâm thực của nước mưa (cĩ chứa CO2) đối với đá vơi. Phản ứng nghịch giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong các hang động núi đá vơi, sự tạo thành lớp cặn canxi cacbonat (CaCO3) trong ấm đun nước, phích đựng nước nĩng,... 3. Canxi sunfat, CaSO4 O Canxi sunfat là chất rắn, màu trắng, tan ít trong nước (độ tan ở 25 C là 0,15 g/100 g H2O). Tuỳ theo lượng nước kết tinh trong muối canxi sunfat, ta cĩ 3 loại : CaSO4.2H2O cĩ trong tự nhiên là thạch cao sống, bền ở nhiệt độ thường. CaSO4.H2O hoặc CaSO4.0,5H2O là thạch cao nung, được điều chế bằng cách nung thạch cao sống ở nhiệt độ khoảng 160OC : 160o C CaSO4.2H2O  CaSO4.H2O + H2O CaSO4 cĩ tên là thạch cao khan, được điều chế bằng cách nung thạch cao sống ở nhiệt độ cao hơn. Thạch cao khan khơng tan và khơng tác dụng với nước. C. NƯỚC CỨNG 1. Nước cứng Nước cĩ vai trị cực kì quan trọng đối với đời sống con người và hầu hết các ngành sản xuất, chăn nuơi, trồng trọt. Nước thường dùng là nước tự nhiên, được lấy từ sơng, suối, hồ, nước ngầm. Nước này cĩ hồ tan một số muối, 2+ 2+ như Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2, CaSO4, MgSO4, CaCl2, MgCl2. Vì vậy nước trong tự nhiên cĩ các cation Ca , Mg . Nước cứng là nước cĩ chứa nhiều cation Ca2+, Mg2+. Nước chứa ít hoặc khơng chứa các ion trên được gọi là nước mềm. 2. phân loại nước cứng Căn cứ vào thành phần của anion gốc axit cĩ trong nước cứng, người ta phân thành 3 loại : Nước cĩ tính cứng tạm thời, nước cĩ tính cứng vĩnh cửu và nước cĩ tính cứng tồn phần. a) Nước cĩ tính cứng tạm thời là nước cứng do các muối Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2 gây ra : 2+ HCO Ca(HCO3)2 Ca + 2 3 2+ Mg(HCO3)2 Mg + 2 b) Nước cĩ tính cứng vĩnh cửu là nước cứng do các muối CaCl2, MgCl2, CaSO4, MgSO4 gây 2+ – CaCl2 Ca + 2Cl 2+ – MgCl2 Mg + 2Cl 2 2+ SO CaSO4 Ca + 4 2+ MgSO4 Mg + Nước tự nhiên thường cĩ cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu. c) Nước cĩ tính cứng tồn phần là nước cĩ cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu. 3. Tác hại của nước cứng Nước cứng gây nhiều trở ngại cho đời sống thường ngày. Giặt bằng xà phịng (natri stearat C17H35COONa) trong nước cứng sẽ tạo ra muối khơng tan là canxi stearat (C17H35COO)2Ca, chất này bám trên vải sợi, làm cho quần áo mau mục nát. Mặt khác, nước cứng làm cho xà phịng cĩ ít bọt, giảm khả năng tẩy rửa của nĩ. Nếu dùng nước cứng để nấu thức ăn, sẽ làm cho thực phẩm lâu chín và giảm mùi vị. Nước cứng cũng gây tác hại cho các ngành sản xuất, như tạo ra các cặn trong nồi hơi, gây lãng phí nhiên liệu và khơng an tồn. Nước cứng gây ra hiện tượng làm tắc ống dẫn nước nĩng trong sản xuất và trong đời sống. Nước cứng cũng làm hỏng nhiều dung dịch cần pha chế. Vì vậy, việc làm mềm nước cứng trước khi dùng cĩ ý nghĩa rất quan trọng. 4. Các biện pháp làm mềm nước cứng Nguyên tắc làm mềm nước cứng là giảm nồng độ các cation Ca2+, Mg2+ trong nước cứng. a) Phương pháp kết tủa Đối với nước cĩ tính cứng tạm thời
3. 5 Đun sơi nước cĩ tính cứng tạm thời trước khi dùng, muối hiđrocacbonat chuyển thành muối cacbonat khơng tan. to Ca(HCO3)2  CaCO3 + CO2 + H2O to Mg(HCO3)2  MgCO3 + CO2 + H2O Lọc bỏ kết tủa, được nước mềm. Dùng một khối lượng vừa đủ dung dịch Ca(OH)2 để trung hồ muối hiđrocacbonat thành muối cacbonat kết tủa. Lọc bỏ chất khơng tan, được nước mềm : Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 2CaCO3 + 2H2O Đối với nước cĩ tính cứng vĩnh cửu Dùng dung dịch Na2CO3 hoặc dung dịch Na3PO4 để làm mềm nước cứng : 2 2+ CO Ca + 3 CaCO3 3 2+ 2PO 3Ca + 4 Ca3(PO4)2 Dung dịch Na2CO3 cũng được dùng để làm mềm nước cĩ tính cứng tạm thời. b) Phương pháp trao đổi ion Phương pháp trao đổi ion được dùng phổ biến để làm mềm nước. Phương pháp này dựa trên khả năng trao đổi ion của một số chất cao phân tử thiên nhiên và nhân tạo như các hạt zeolit (các alumino silicat kết tinh, cĩ trong tự nhiên hoặc được tổng hợp, trong tinh thể cĩ chứa những lỗ trống nhỏ) hoặc nhựa trao đổi ion. Thí dụ : cho nước cứng đi qua chất trao đổi ion là các hạt zeolit thì một số 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. NHƠM VÀ HỢP CHẤT CỦA NHƠM A. ĐƠN CHẤT I. CẤU TẠO - Cấu hình electron nguyên tử : 1s22s22p63s23p1, trong đĩ cĩ 3e hố trị (3s23p1). - Số hiệu nguyên tử 13, thuộc nhĩm IIIA, chu kì 3. - Ion Al3+ cĩ cấu hình electron của nguyên tử hiếm khí Ne : Al Al3+ + 3e Số oxi hố : Trong hợp chất, nguyên tố Al cĩ số oxi hố bền là +3. Cấu tạo của đơn chất : Đơn chất nhơm cĩ cấu tạo kiểu mạng lập phương tâm diện. II. TÍNH CHẤT HỐ HỌC o E 3 Nhơm cĩ thế điện cực chuẩn nhỏ so với nhiều kim loại khác ( Al / Al = -1,66 V). Mặt khác, nguyên tử nhơm cĩ năng lượng ion hố thấp. Do vậy nhơm là kim loại cĩ tính khử mạnh. Tính khử của nhơm yếu hơn các kim loại kiềm và kim loại kiềm thổ. 1. Tác dụng với phi kim Nhơm tác dụng trực tiếp và mạnh với nhiều phi kim như O2, Cl2, S, ... Thí dụ : Khi đốt nĩng, bột nhơm cháy sáng trong khơng khí to 4Al + 3O2  2Al2O3 Nhơm bền trong khơng khí ở nhiệt độ thường do cĩ màng oxit Al2O3 rất mỏng, mịn và bền chắc bảo vệ. Bột nhơm tự bốc cháy khi tiếp xúc với khí clo : 2Al + 3Cl2 2AlCl3 2. Tác dụng với axit + Thế điện cực chuẩn của nhơm ( = -1,66 V). Nhơm khử dễ dàng các ion H của dung dịch axit, như HCl và H2SO4 lỗng, giải phĩng H2 : 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2 + 3+ 2Al + 6H 2Al + 3H2 to 4Al + 4HNO3 lỗng  Al(NO3)3 + NO + 2H2O 2Al + 6H2SO4 đặc Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O +5 +6 Nhơm khử mạnh N trong dung dịch HNO3 lỗng hoặc đặc, nĩng và S trong dung dịch H2SO4 đặc, nĩng xuống số oxi hố thấp hơn.
4. 6 Nhơm khơng tác dụng với H2SO4 và HNO3 đặc, nguội. Những axit này đã oxi hố bề mặt kim loại tạo thành một màng oxit cĩ tính trơ, làm cho nhơm thụ động. Nhơm bị thụ động sẽ khơng tác dụng với các dung dịch HCl, H2SO4 lỗng. 3. Tác dụng với oxit kim loại Ở nhiệt độ cao, Al khử được nhiều oxit kim loại như Fe2O3, Cr2O3,... thành kim loại tự do. to 2Al + Fe2O3  Al2O3 + 2Fe 4. Tác dụng với nước o E H O/H Thế điện cực chuẩn của nước ( 22) cao hơn so với thế điện cực chuẩn của nhơm ( ) nên nhơm cĩ thể khử được nước, giải phĩng khí hiđro : 2Al + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2 Phản ứng trên nhanh chĩng dừng lại vì lớp Al(OH)3 khơng tan trong nước đã ngăn cản khơng cho nhơm tiếp xúc với nước. 5. Tác dụng với dung dịch kiềm Những đồ vật bằng nhơm bị hồ tan trong dung dịch kiềm như NaOH, Ca(OH)2,... Hiện tượng này được giải thích như sau : Trước hết, màng bảo vệ là Al2O3 bị phá huỷ trong dung dịch kiềm : Al2O3 + NaOH + 3H2O 2 Na[Al(OH)4] Natri aluminat Tiếp đến, kim loại nhơm khử H2O : 2Al + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2 Màng Al(OH)3 bị phá huỷ trong dung dịch bazơ : Al(OH)3 + NaOH Na[Al(OH)4] Các phản ứng (2) và (3) xảy ra luân phiên nhau cho đến khi nhơm bị tan hết. Hai phương trình hố học của hai phản ứng trên cĩ thể viết gộp vào một phương trình hố học như sau : 2Al + 2NaOH + 6H2O 2 Na[Al(OH)4] (dd) + 3H2 B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHƠM I. NHƠM OXIT 1. Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên O Nhơm oxit là chất rắn màu trắng, khơng tác dụng với nước và khơng tan trong nước. Nĩng chảy ở 2050 C. Trong tự nhiên, nhơm oxit tồn tại cả ở dạng ngậm nước và dạng khan : Dạng ngậm nước như boxit Al2O3.2H2O là nguyên liệu quan trọng để sản xuất nhơm. Eo Dạng khan như emeri, cĩ độ cứng cao, dùng làm đá mài. CorinđonAl 3là ngọc / Al thạch rất cứng, cấu tạo tinh thể trong suốt, khơng màu. Corinđon thường cĩ màu là do lẫn một số tạp chất oxit kim loại. Nếu tạp chất là Cr2O3, ngọc cĩ màu đỏ tên là rubi, nếu tạp chất là TiO2 và Fe3O4, ngọc cĩ màu xanh tên là saphia. Rubi và saphia nhân tạo được chế tạo bằng cách nung nĩng hỗn hợp nhơm oxit với Cr2O3 hoặc TiO2 và Fe3O4. 2. Tính chất hố học a) Tính bền 3+ + Ion Al cĩ điện tích lớn (3+) và bán kính ion nhỏ (0,048 nm) bằng 1/2 bán kính ion Na hoặc 2/3 bán kính ion 2+ 3+ 2– Mg nên lực hút giữa ion Al và ion O rất mạnh, tạo ra liên kết rất bền vững. Do cấu trúc này mà Al2O3 cĩ nhiệt độ nĩng chảy rất cao (2050OC) và khĩ bị khử thành kim loại Al. b) Tính lưỡng tính Al2O3 cĩ tính lưỡng tính : tác dụng được với dung dịch axit và dung dịch kiềm. Al2O3 thể hiện tính bazơ : Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O + 3+ Al2O3 + 6H 2Al + 3H2O Al2O3 thể hiện tính axit : Al2O3 + 2NaOH + 3H2O 2 Na[Al(OH)4] – - Al2O3 + 2OH + 3H2O 2 [Al(OH)4] c) Ứng dụng Tinh thể Al2O3 (corinđon) được dùng làm đồ trang sức, chế tạo các chi tiết trong các ngành kĩ thuật chính xác, như chân kính đồng hồ, thiết bị phát tia lade,... Bột Al2O3 cĩ độ cứng cao được dùng làm vật liệu mài. Boxit: Al2O3.2H2O là nguyên liệu sản xuất nhơm kim loại. II. NHƠM HIĐROXIT 1. Tính chất hố học a) Tính khơng bền với nhiệt
5. 7 to 2Al(OH)3  Al2O3 + 3H2O b) Tính lưỡng tính - Tính bazơ Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O + 3+ Al(OH)3 + 3H Al + 3H2O - Tính axit Al(OH)3 + NaOH Na[Al(OH)4] – - Al(OH)3 + OH [Al(OH)4] III. NHƠM SUNFAT Muối nhơm cĩ nhiều ứng dụng quan trọng là muối sunfat kép kali và nhơm ngậm nước, trên thị trường cĩ tên là phèn chua. Cơng thức hố học là K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O, viết gọn là KAl(SO4)2.12H2O. + + + + Trong cơng thức hố học trên, nếu thay ion K bằng Li , Na hay NH4 ta được các muối kép khác cĩ tên chung là phèn nhơm (khơng gọi là phèn chua). Phèn chua được dùng trong ngành thuộc da, cơng nghiệp giấy (làm cho giấy khơng thấm nước), chất cầm màu trong cơng nghiệp nhuộm vải, chất làm trong nước đục,... CROM VÀ HỢP CHẤT CỦA CROM Crom là một kim loại cứng, mặt bĩng, màu xám thép với độ bĩng cao và nhiệt độ nĩng chảy cao. Các trạng thái ơxi hĩa phổ biến của crom là +2, +3 và +6, với +3 là ổn định nhất. Các trạng thái +1, +4 và +5 là khá hiếm. Các hợp chất của crom với trạng thái ơxi hĩa +6 là những chất cĩ tính ơxi hĩa mạnh. Trong khơng khí, crom được ơxy thụ động hĩa, tạo thành một lớp mỏng ơxít bảo vệ trên bề mặt, ngăn chặn quá trình ơxi hĩa tiếp theo đối với kim loại ở phía dưới. Trong tự nhiên nguyên tố Cr tồn tại ở các loại quặng chính sau: - Khống vật chính của Cr là : sắt cromit : Fe(CrO2)2 , chì cromat : PbCrO4 - Trong cơ thể sống, chủ yếu là thực vật có khoảng 1-4% Cr theo khối luợng. - Trong nuớc biển: Crom chiếm 5.10-5 mg/1lit ; I. VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO - Crom là kim loại chuyển tiếp, thuộc nhĩm VIB, chu kì 4, số hiệu nguyên tử là 24. - Cấu hình electron nguyên tử: 1s22s22p63s23p63d54s1 hay [Ar] 3d54s1 - Crom cĩ số oxi hĩa +1 đến +6. Phổ biến hơn cả là các số oxi hĩa +2, +3 và +6. II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ Crom cĩ màu trắng ánh bạc, rất cứng (cứng nhất trong số các kim loại), khĩ nĩng chảy (18900C). Crom là kim loại nặng, cĩ khối lượng riêng 7,2 g/cm3. III. TÍNH CHẤT HĨA HỌC 1. Tác dụng với phi kim Ở nhiệt độ cao, crom tác dụng được với nhiều phi kim t0 4Cr 3O2  2Cr 2 O 3 0 2Cr 3Cl  t 2CrCl 23 Với lưu huỳnh: Nung bột Cr với bột S thu đuợc các sunfua có thành phần khác nhau như : CrS, Cr2S3, Cr3S4 , Cr5S6 ,Cr7S8. Cr + S → CrS 2Cr + 3S → Cr2S3 3Cr + 4S → Cr3S4 2. Tác dụng với nước. E0 0,74V Crom cĩ thế điện cực chuẩn nhỏ ( Cr3 / Cr ) âm hơn so với thế điện cực hidro ở pH = 7 ( E0 0,74V HO/H22 ). Tuy nhiên, trong thực tế crom khơng phản ứng với nước. 3. Tác dụng với axit - Tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4lỗng tạo ra muối Cr(II). Cr 2HCl  CrCl22 H Cr H SO  CrSO H 2 4 4 2 - Khi cĩ khơng khí : CrSO4 + O2 + H2SO4 → 2Cr2(SO4)3 + 2H2O * Cr bị H2SO4đặc nguộithu động hĩa (giống Al, Fe), Cr cũng tan trong H2SO4 đặc và tạo ra SO2 và muối Cr(III) . 2Cr + 6H2SO4 → 2Cr2(SO4)3 + 3SO2↑+3H2O
6. 8 HNO3 lỗng, đặc, nuớc cuờng toan: Khi nguội khơng tác dụng với Cr (nguyên nhân là do "tính thụ động" của Cr), khi nung nĩng Cr tác dụng yếu, khi dun sơi ph/ứng xảy ra mạnh tạo muối Cr(III). Cr + 4HNO3 → Cr(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O Cr + HNO3 + 3 HCl → CrCl3 + NO ↑ + 2H2O IV. ỨNG DỤNG - Thép chứa 2,8-3,8% crom cĩ độ cứng cao, bền, cĩ khả năng chống gỉ. - Thép chứa 18% crom là thép khơng gỉ (thép inox). - Thép chứa 25-30% crom siêu cứng dù ở nhiệt độ cao. - Crom dùng để mạ thép. Thép mạ crom bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mịn và tạo vẻ đẹp cho đồ vật. V. SẢN XUẤT Phương pháp nhiệt nhơm: Cr2O3 được tách ra từ quặng cromit FeO.Cr2O3. 4 FeCr2O4 + 8 Na2CO3 + 7 O2 → 8 Na2CrO4 + 2 Fe2O3 + 8 CO2 2 Na2CrO4 + H2SO4 → Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O Na2Cr2O7 + 2 C → Cr2O3 + Na2CO3 + CO t0 Cr2 O 3 2Al  2Cr Al 2 O 3 MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA CROM I. HỢP CHẤT CROM (II) 1. CROM (II) OXIT CrO:CrO là một oxit bazơ. Màu đen CrO 2HCl  CrCl22 H O CrO H SO  CrSO H O 2 4 4 2 CrO cĩ tính khử, trong khơng khí CrO dễ bị oxi hĩa thành Cr2O3. +2 +3 4 CrCl2 + O2 + 4HCl → 4CrCl3 + 2H2O +2 +3 4Cr(OH)2 +O2 + 2H2O→ 4Cr(OH)3 Dung dịch CrCl2 để ngồi khơng khí lại chuyển từ màu xanh lam sang màu lục 2+ - 2+ 2+ - CrCl2 trong dung dịch phân ly ra Cr và Cl . Ion Cr tồn tại ở dạng [ Cr(H2O) ] cĩ màu xanh ,nên dung dịch CrCl2 cĩ màu xanh. Mặt khác trạng thái oxi hĩa +2 của Cr cĩ tính khử mạnh ,ngay trong dung dịch CrCl2 bị oxi hĩa bởi oxi khơng khí 3+ 3+ chuyển thành CrCl3 . Ion Cr trong dung dịch tồn tại duới dạng [ Cr(H2O) ] cĩ màu lục.Nên trong khơng khí CrCl2 chuyển từ màu xanh lam sang màu lục . 2. Cr(OH)2 - Cr(OH)2 là chất rắn, màu vàng. - Cr(OH)2 cĩ tính khử, trong khơng khí oxi hĩa thành Cr(OH)3 4Cr(OH)2 O 2 2H 2 O  4Cr(OH) 3 - Cr(OH)2 là một bazơ. Cr(OH) 2HCl  CrCl 2H O 2 2 2 3. Muối crom (II) Muối crom (II) cĩ tính khử mạnh. 2CrCl Cl  2CrCl 2 2 3 III. HỢP CHẤT CROM (III) 1. Cr2O3 0 *Cr2O3 cĩ cấu trúc tinh thể, màu lục thẫm, cĩ nhiệt độ nĩng chảy cao( 2263 C) * Cr2O3 là oxit lưỡng tính, tan trong axit và kiềm đặc. Cr2 O 3 6HCl  2CrCl 3 3H 2 O Cr2 O 3 2NaOH  2NaCrO 2 H 2 O Cr O 2NaOH 3H O  2Na[Cr(OH) ] 2 3 2 4 Cr2O3 được dùng tạo màu lục cho đồ sứ, đồ thủy tinh. 2. 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. Cr(OH)3 3HCl  CrCl 3 3H 2 O Cr(OH)34 NaOH  Na[Cr(OH) ] Cr(OH) NaOH  NaCrO 2H O 3 2 2 + Bị phân huỷ bởi nhiệt tạo oxit tương ứng :
7. 9 2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O Vd1 : Phản ứng của Cr(OH)3 lần luợt với Na2O2, H2O2, Cl2, Br2, NaOCl, PbO2, KmnO4 trong môi truờng kiềm.( Cr3+ bị oxi hóa đến +6) Cr(OH)3 +3Na2O2 → 2Na2CrO4 + 2NaOH + 2H2O 2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 8H2O 2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10 NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8 H2O 2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O 2 Cr(OH)3 + 3NaOCl + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 3NaCl + 5H2O 2Cr(OH)3 + 3PbO2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 3PbO + 5H2O Cr(OH)3 + 3KmnO4 + 5KOH → K2CrO4 + 3K2MnO4 + 4H2O Vd2: Cho NaOH đến dư vào dung dịch CrCl3, sau đĩ cho vào dung dịch thu duợc một ít tinh thể Na2O2 - Ban dầu xuất hiện kết tủa keo màu xanh nhạt ,luợng kết tủa tăng dần đến cực đại ,do phản ứng : CrCl3 + 3NaOH → Cr(OH)3↓ + 3NaCl - Luợng kết tủa tan dần den hết trong NaOH du Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2 + 2H2O - Cho tinh thể Na2O2 vao dung dịch thu được , thấy dung dịch xuất hiện màu vàng do tạo muối cromat 2NaCrO2 + 3Na2O2 + 4H2O → 2 Na2CrO4 + 4NaOH 3. Muối crom (III) - Muối crom (III) cĩ tính khử và tính oxi hĩa. - Muối Cr(III): CrCl3 màu tím, Cr2(SO4)3 màu hồng. Chú ý: khi vào dung dịch, muối Cr(III) cĩ màu tím-đỏ ở nhiệt độ thường và màu lục khi đun nĩng. - Trong mơi trường axit, muối crom (III) cĩ tính oxi hĩa bị Zn khử thành muối crom (II) 2CrCl3 Zn  2CrCl 2 ZnCl 2 Cr (SO ) Zn  2CrSO ZnSO 2 4 3 4 4 - Trong mơi trường kiềm, muối crom (III) cĩ tính khử và bị chất oxi hĩa mạnh oxi hĩa thành muối crom (VI). 2CrBr3 3Br 2 16KOH 2K 2 CrO 4 12KBr 8H 2 O 2CrCl3 3Br 2 16KOH 2K 2 CrO 4 6KBr 6KCl 8H 2 O Cr2 (SO 4 ) 3 3Br 2 16KOH 2K 2 CrO 4 6KBr 3K 2 SO 4 8H 2 O 2Cr(NO ) 3Br 16KOH 2K CrO 6KBr 6KNO 8H O 3 3 2 2 4 3 2 Phương trình ion: 32 2Cr 3Br2 16OH  2CrO 4 6Br 8H 2 O - Phèn crom-kali K2SO4.Cr2(SO4)3.24H2O cĩ màu xanh tính, được dùng để thuộc da, làm chất cầm màu trong ngành nhuộm vải. III. HỢP CHẤT CROM (VI) 1. CrO3 - CrO3 là chất oxi hĩa rất mạnh. Một số chất vơ cơ và hữu cơ như S, P, C, NH3, C2H5OH bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3, CrO3 bị khử thành Cr2O3. 4CrO3 3S  3SO 2 2Cr 2 O 3 10CrO 6P  3P O 5Cr O 3 2 5 2 3 4CrO3 3C  3CO 2 2Cr 2 O 3 C H OH 4CrO  2CO 3H O 2Cr O 2 5 3 2 2 2 3 2CrO3 2NH 3  Cr 2 O 3 N 2 3H 2 O - CrO3 là oxit axit, khi tác dụng với nước tạo thành hỗn hợp axit cromic H2CrO4 và axit đicromic H2Cr2O7. Hai axit này khơng 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 2 - 2- - Ion cromat CrO4 cĩ màu vàng. Ion đicromat Cr2O7 cĩ màu da cam. - Trong mơi trường axit, cromat(màu vàng), chuyển hĩa thành đicromat.(màu da cam) 2K2 CrO 4 H 2 SO 4  K 2 Cr 2 O 7 K 2 SO 4 H 2 O - Trong mơi trường kiềm đicromat.(màu da cam), chuy ển hĩa thành cromat (màu vàng). K Cr O 2KOH  2K CrO H O 2 2 7 2 4 2 Tổng quát: 2CrO22 2H  Cr O H O 4 2 7 2 - Muối cromat và đicromat cĩ tính oxi hĩa mạnh, chúng bị khử thành muối Cr(III).
8. 10 KCrO227 6FeSO 4 7HSO 24 Cr(SO) 243 3Fe(SO) 24324 KSO 7HO 2 K227 Cr O 6KI 7H 24 SO Cr 243 (SO ) 4K 242 SO 3I 7H 2 O K Cr O 14HCl 2KCl 3CrCl 3Cl 7H O 2 2 7 3 2 2 K Cr O 3H S 4H SO Cr (SO ) K SO 7H O 3S 227 2 24 24324 2 (NH4)2Cr2O7 bị nhiệt phân theo phản ứng: t0 (NH4 ) 2 Cr 2 O 7 N 2 Cr 2 O 3 4H 2 O Phèn Crom : Cr2(SO4)3.K2SO4.24H2O → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 Cr2(SO4)3 + 6KOH 2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O. 2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 K2Cr2O7 + H2SO4 đặc → CrO3 + K2SO4 + H2O. .SẮT VÀ HỢP CHẤT CỦA SẮT I – VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO - Vị trí : Sắt là nguyên tố kim loại chuyển tiếp, thuộc nhĩm VIIIB, chu kì 4, số hiệu nguyên tử là 26. - Cấu hình electron nguyên tử : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 ; hoặc viết gọn là [Ar]3d6 4s2. - Cấu hình electron của ion Fe2+ : [Ar] 3d6 - Cấu hình electron của ion Fe3+ : [Ar] 3d5 - Số oxi hĩa : Trong các hợp chất, sắt cĩ các số oxi hĩa là +2, +3. II – TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN Sắt chiếm khoảng 5% khối lượng vỏ Trái Đất, đứng hàng thứ hai trong các kim loại (sau nhơm). Trong tự nhiên, sắt tồn tại chủ yếu ở dạng hợp chất trong các loại quặng, sắt tự do chỉ tìm thấy trong các mảnh thiên thạch. Quặng sắt quan trọng là : Quặng hematit đỏ (Fe2O3 khan), quặng hematit nâu (Fe2O3.nH2O), quặng manhetit (Fe3O4,giàu sắt nhất), quặng xiđerit (FeCO3), quặng pirit sắt (FeS2). III – TÍNH CHẤT VẬT LÍ Sắt là kim loại màu trắng hơi xám, dẻo, dễ rèn, nĩng chảy ở nhiệt độ 1540oC, cĩ khối lượng riêng 7,9 g/cm3. Sắt cĩ tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, đặc biệt cĩ tính nhiễm từ. IV – TÍNH CHẤT HĨA HỌC Sắt là kim loại cĩ tính khử trung bình. Khi tác dụng với chất oxi hĩa yếu Fe bị oxi hĩa thành Fe2+, với chất oxi hĩa mạnh Fe bị oxi hĩa thành Fe3+. Fe → Fe2+ + 2e Fe → Fe3+ + 3e 1. Tác dụng với phi kim 2+ 3+ - Sắt khử nhiều phi kim thành ion âm, trong khi đĩ Fe bị oxi hĩa thành Fe hoặc Fe . Thí dụ : Fe + S → FeS 3Fe + 2O2 → Fe3O4 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 2. Tác dụng với axit a) Với axit HCl, H2SO4 lỗng + 2+ Fe khử dễ dàng ion H trong axit HCl, H2SO4 lỗng thành khí H2, đồng thời Fe bị oxi hĩa thành Fe . + 2+ Fe + 2H → Fe + H2 Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 b) Với axit HNO3, H2SO4 đặc - Sắt bị thụ động hĩa trong axit HNO3 đặc, nguội và H2SO4 đặc, nguội. 3+ - Với axit HNO3 lỗng, HNO3 đặc nĩng và H2SO4 đặc nĩng, Fe bị oxi hĩa mạnh thành Fe . 2Fe + 6H2SO4 (đặc) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Fe + 6HNO3 (đặc) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O Fe + 4HNO3 (lỗng) → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O 3. Tác dụng với nước - Ở nhiệt độ cao, sắt khử được hơi nước : ⃗⃗⃗표⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗표⃗⃗⃗ 3Fe + 4H2O 푡 < 570 Fe3O4 + 4H2 ⃗⃗⃗표⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗표⃗⃗⃗ Fe + H2O 푡 > 570 FeO + H2 4. Tác dụng với dung dịch muối - Sắt khử được những ion của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do. Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
9. 11 Fe + 3AgNO3(dư) → Fe(NO3)3 + 3Ag HỢP CHẤT CỦA SẮT I – HỢP CHẤT SẮT (II) - Trong các phản ứng hĩa học, ion Fe2+ dễ nhường 1 electron để trở thành ion Fe3+ : Fe2+ → Fe3+ + e Như vậy, tính chất hĩa học đặc trưng của hợp chất sắt (II) là tính khử. 1. Sắt (II) oxit, FeO - FeO là chất rắn, màu đen, khơng tan trong nước và khơng cĩ trong tự nhiên. 2+ - FeO là oxit bazơ, tác dụng với axit HCl, H2SO4,... tạo ra muối Fe . Vd: FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O 3+ - FeO cĩ tính khử, tác dụng với chất oxi hĩa như axit HNO3, H2SO4 đặc,... tạo thành muối Fe . 0 Vd: 2FeO + 4H2SO4 (đặc) (t ) → Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O 0 3FeO + 10HNO3 (lỗng) (t ) → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O - FeO cĩ tính oxi hĩa, tác dụng với chất khử mạnh như Al, CO, H2,... tạo thành Fe. 0 Vd: FeO + H2 → Fe + H2O (t ) o o - Điều chế : Nhiệt phân Fe(OH)2, khử Fe2O3, dùng Fe khử H2O ở t > 570 C,... Vd: Fe(OH)2 → FeO + H2O (mơi trường chân khơng) ⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗표⃗⃗⃗ Fe2O3 + CO 500 − 600 2FeO + CO2 2. Sắt (II) hiđroxit, Fe(OH)2 - Fe(OH)2 là chất rắn, màu trắng xanh, khơng tan trong nước. Trong khơng khí ẩm, Fe(OH)2 dễ bị oxi hĩa trong thành Fe(OH)3 màu nâu đỏ. 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 - Fe(OH)2 là hiđroxit kém bền, dễ bị phân hủy bởi nhiệt. - Nhiệt phân Fe(OH)2 khơng cĩ khơng khí (khơng cĩ O2) : Fe(OH)2 → FeO + H2O - Nhiệt phân Fe(OH)2 trong khơng khí (cĩ O2) : 4Fe(OH)2 + O2→ 2Fe2O3 + 4H2O 2+ - Fe(OH)2 là một bazơ, tác dụng với axit HCl, H2SO4 lỗng,... tạo ra muối Fe . Vd: Fe(OH)2 + H2SO4 (lỗng) → FeSO4 + 2H2O 3+ - Fe(OH)2 cĩ tính khử, tác dụng với chất oxi hĩa như axit HNO3, H2SO4 đặc,... tạo thành muối Fe . 0 Vd : 2Fe(OH)2 + 4H2SO4 (đặc) (t ) → Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O 0 3Fe(OH)2 + 10HNO3 (lỗng) (t ) → 3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O - Điều chế Fe(OH)2 bằng cách cho muối sắt (II) tác dụng với dung dịch bazơ trong điều kiện khơng cĩ khơng khí. Vd : FeCl2 + 2NaOH → Fe(OH)2 + 2NaCl 3. Muối sắt (II) - Đa số muối sắt (II) tan trong nước, khi kết tinh thường ở dạng ngậm nước như FeSO4.7H2O, FeCl2.4H2O,... - Muối sắt (II) cĩ tính khử, bị các chất oxi hĩa mạnh oxi hĩa thành muối sắt (III). Vd : 2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3 (dd màu lục nhạt) (dd màu vàng nâu) 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O (dd màu tím hồng) (dd màu vàng) - Điều chế muối sắt (II) bằng cách cho Fe hoặc các hợp chất sắt (II) như FeO Fe(OH)2,... tác dụng với axit HCl, H2SO4 lỗng (khơng cĩ khơng khí). Dung dịch muối sắt (II) thu được cĩ màu lục nhạt. 4. Ứng dụng của hợp chất sắt (II) Muối FeSO4 được dùng làm chất diệt sâu bọ cĩ hại cho thực vật, pha chế sơn, mực và dùng trong kĩ nghệ nhuộm vải. II – HỢP CHẤT SẮT (III) 3+ - Trong các phản ứng hĩa học, tùy thuộc vào chất khử mạnh hay yếu, ion Fe cĩ khả năng nhận 1 hoặc 3 electron : 3+ 2+ Fe + 1e → Fe 3+ Fe + 3e → Fe - Như vậy, tính chất hĩa học đặc trưng của hợp chất sắt (III) là tính oxi hĩa. 1. Sắt (III) oxit, Fe2O3 - Fe2O3 là chất rắn, màu đỏ nâu, khơng tan trong nước. 3+ - Fe2O3 là oxit bazơ, tan trong các dung dịch axit mạnh như HCl, H2SO4, HNO3,... tạo ra muối Fe . Vd : Fe2O3 + 6HNO3 → 2Fe(NO3)3 + 3H2O - Fe2O3 cĩ tính oxi hĩa, tác dụng với chất khử như Al, C, CO, H2,... ở nhiệt độ cao. Vd : Fe2O3 + 2Al → Al2O3 + Fe Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 - Điều chế Fe2O3 bằng cách nhiệt phân Fe(OH)3 ở nhiệt độ cao. 2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O 2. Sắt (III) hiđroxit, Fe(OH)3
10. 12 - Fe(OH)3 là chất rắn, màu nâu đỏ, khơng tan trong nước. 3+ - Fe(OH)3 là một bazơ, dễ tan trong các dung dịch axit như HCl, H2SO4, HNO3,... tạo ra muối Fe . Vd : 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3H2O - Điều chế Fe(OH)3 bằng cách cho muối sắt (III) tác dụng với dung dịch bazơ. Vd : FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3 + 3NaCl 3. Muối sắt (III) - Đa số muối sắt (III) tan trong nươc, khi kết tinh thường ở dạng ngậm nước như Fe2(SO4)3.9H2O, FeCl3.6H2O,... - Muối sắt (III) cĩ oxi hĩa, dễ bị khử thành muối sắt (II). Vd : Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2 (dd màu vàng) (dd màu xanh nhạt) Cu + 2FeCl3 → CuCl2 + 2FeCl2 (dd màu vàng) (dd màu xanh) 2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 + 2KCl + I2 - Điều chế : Cho Fe tác dụng với các chất oxi hĩa mạnh như Cl2, HNO3, H2SO4 đặc,... hoặc các hợp chất sắt (III) tác dụng với axit HCl, H2SO4 lỗng,... Dung dịch muối sắt (III) thu được cĩ màu vàng nâu. - Nhận biết muối sắt (III) nhờ tác dụng với dung dịch muối kali hoặc muối amoni sunfoxianua (KSCN, NH4SCN) để tạo muối sắt (III) sunfoxianua màu đỏ máu: FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl Đối với Fe2+ và Fe3+ thì cĩ thể nhận biết qua phức xyanua: 2+ - 4- Fe + 6CN → [Fe(CN)6] → Fe4[Fe(CN)6]3 Feroxianua xanh Prusse 3+ - 3- Fe + 6CN → [Fe(CN)6] → Fe3[Fe(CN)6]2 Feroxianua xanh Turn bull 4. Ứng dụng của hợp chất sắt (III) Muối FeCl3 được dùng làm chất xúc tác trong một số phản ứng hữu cơ. Fe2(SO4)3 cĩ trong phèn sắt–amoni (NH4)2SO4.Fe2(SO4)3.24H2O. Fe2O3 được dùng để pha chế sơn chống gỉ SẢN XUẤT GANG - THÉP I. SẢN XUÂT GANG 1. Nguyên liệu Quặng sắt (khơng chứa hoặc chứa rất ít S, P), chất chảy 2. Nguyên tắc Dùng CO để khử dần dần Fe2O3 thành Fe +3 +2 +3 +2 +CO +CO +CO Fe23 O 0 Fe O  0 FeO  0 Fe 34t t t 3. Các phản ứng xảy ra trong quá trình sản xuất gang - Phản ứng tạo chất khử CO t0 C + O2 CO2 CO2 + C 2CO - Phần trên thân lị ở 4000C đến 12000C 3Fe3O3 + CO 2Fe3O4 + CO2 - Phần giữa của thân lị nhiệt độ (5000C - 6000C) Fe3O4 + CO 3FeO + CO2 - Phần dưới thân lị nhiệt độ (700 - 8000C) FeO + CO Fe + CO2 - Sắt chảy qua C xuống dưới thu được sản phẩm gang lỏng ở 1200oC và xảy ra các phản ứng phụ: to 3Fe + C  Fe3C 3Fe + 2CO Fe3C + CO2 (xementit) - Ngồi ra cịn thu được xỉ từ các phản ứng phụ sau: CaCO3 CaO + CO2 CaO + SiO2(cát) CaSiO3(xỉ) Và khí lị cao gồm CO, H2, CH4, .... dùng làm nhiên liệu. II. SẢN XUẤT THÉP 1. Nguyên liệu Gang trắng, gang xám, sắt phế liệu. Khơng khí hoặc oxi. Nhiên liệu: dầu madút hoặc khí đốt. Chất chảy: canxi oxit 2. Nguyên tắc
11. 13 Oxi hĩa các tạp chất trong gang (Si, Mn, S, P, C) thành oxit nhằm làm giảm hàm lượng của chúng trong thép. 3. Những phản ứng hĩa học xảy ra a. Phản ứng tạo thép - Oxi khơng khí sẽ oxi hĩa các tạp chất trong gang Trước hết Si + O2 = SiO2 2Mn + O2 = 2MnO - Tiếp đến C bị oxi hĩa thành CO (1.2000C) 2C + O2 = 2CO - Sau đĩ S + O2 = SO2 4P + 5O2 = 2P2O5 - Một phần Fe bị oxi hĩa 2Fe + O2 = 2FeO - Sau khi cho thêm lượng gang giàu Mangan Mn là chất khử mạnh hơn Fe sẽ khử ion sắt trong FeO thành sắt. FeO + Mn = Fe + MnO b. Phản ứng tạo xỉ - Ở nhiệt độ cao SiO2, P2O5 tác dụng với CaO tạo xỉ dễ nĩng chảy, cĩ tỉ khối nhỏ nổi trên thép. 3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2 CaO + SiO2 = CaSiO3 Ngày nay cĩ một số phương pháp luyện thép chủ yếu sau đây: 1.Phương pháp Bessemer: Thổi khơng khí vào trong gang lỏng để đốt cháy các tạp chất trong gang: 2Mn + O2 2MnO Si + O2 SiO2 C + O2 CO2 2Fe + O2 2FeO FeO + SiO2 FeSiO3 MnO + SiO2 MnSiO3 xỉ * Đặc điểm: - Xảy ra nhanh (15 – 20 phút), khơng cho phép điều chỉnh được thành phần của thép. - Khơng loại bỏ được P, S do đĩ khơng luyện được thép nếu gang cĩ chứa những tạp chất đĩ. 2. Phương pháp Bessemer cải tiến: a) Phương pháp Thomas:Lĩt bằng gạch chứa MgO và CaO để loại bỏ P: 4P + 5O2 2P2O5 P2O5 + 3CaO Ca3(PO4)2 * Đặc điểm: Cho phép loại được P nhưng khơng loại được lưu huỳnh. b) Phương pháp thổi Oxi: thay khơng khí bằng O2 tinh khiết cĩ áp suất cao (khoảng 10atm) để oxi hĩa hồn tồn các tạp chất. Đây là phương pháp hiện đại nhất hiện nay. * Đặc điểm: - Nâng cao chất lượng và chủng loại thép - Dùng được quặng sắt và sắt thép gỉ để làm phối liệu - Khí O2 cĩ tốc độ lớn xuyên qua phế liệu nĩng chảy và oxi hĩa các tạp chất một cách nhanh chĩng. Nhiệt lượng tỏa ra trong phản ứng oxi hĩa giữ cho phối liệu trong lị luơn ở thể lỏng. - Cơng suất tối ưu. 3.Phương pháp Martin: chất oxi hĩa là oxi khơng khí và cả sắt oxit của quặng sắt. * Đặc điểm: - tốn nhiên liệu để đốt lị - Xảy ra chậm (6 – 8h) nên to kiểm sốt được chất lượng thép theo ý muốn. 4. Phương pháp hồ quang điện: nhờ nhiệt độ trong lị điện cao (> 3000oC) nên cĩ thể luyện được các loại thép đặc biệt chứa những kim loại khĩ nĩng chảy như Mo, W, ... ĐỒNG VÀ HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG 1. ĐỒNG I. Vị trí và cấu tạo: a. Cấu tạo nguyên tử 64 Kim loại chuyển tiếp, thuộc nhĩm IB, Chu kỳ 4, Số hiệu NT là 29, Kí hiệu Cu (29 Cu. Cấu hình e: 1s22s22p63s23p63d104s1. hoặc: [Ar]3d104s1. Trong các hợp chất đồng cĩ soh phổ biến là: +1; +2. Cấu hình e của: Ion Cu+: [Ar]3d10 Ion Cu2+: [Ar]3d9 b. Cấu tạo của đơn chất: - Đồng cĩ BKNT nhỏ hơn kim loại nhĩm IA. Ion đồng cĩ điện tích lớn hơn kim loại nhĩm IA