Chuyên đề Hóa học Lớp 12 - Kim loại kiềm, kiềm thổ, nhôm và sắt - Trường THPT Đoàn Kết

 CHUYÊN ĐỀ BÀI GIẢNG VỀ KIM LOẠI KIỀM, KIỀM THỔ, NHÔM VÀ SẮT
 PHẦN 1. LÝ THUYẾT CẦN NẮM VỮNG
 KIM LOẠI KIỀM
 I - Vị trí và cấu tạo:
 1. Vị trí của kim lọai kiềm trong bảng tuần hoàn.
 Các kim loại kiềm thuộc nhóm IA, gồm 6 nguyên tố hóa học: Liti(Li), Kali(K), 
Natri(Na), Rubiđi(Rb), Xesi(Cs), Franxi(Fr). Franxi là nguyên tố phóng xạ tự nhiên. Sở 
dĩ được gọi là kim lọai kiềm vì hiđroxit của chúng là chất kiềm mạnh.
 2.Cấu tạo và tính chất của kim lọai kiềm.
 - Cấu hình electron chung: ns1
 - Năng lượng ion hóa: Các nguyên tử kim lọai kiềm có năng lượng ion hóa I 1 nhỏ 
nhất so với các kim lọai khác cùng chu kì. 
 - Năng lượng ion hóa I2 lớn hơn năng lượng ion hóa I1 nhiều lần (6 đến 14 lần ), năng 
lựợng ion hóa I1 giảm dần từ Li đến Cs.
 - Liên kết kim loại trong kim lọai kiềm là liên kết yếu.
 - Cấu tạo mạng tinh thể: Lập Phương Tâm Khối. (Rỗng nhẹ + mềm).
 II - Tính chất vật lí
 Các kim lọai kiềm có cấu tạo mạng tinh thể lập phương tâm khối là kiểu mạng kém 
đặc khít, có màu trắng bạc và có ánh kim rất mạnh, biến mất nhanh chóng khi kim loại 
tiếp xúc với không khí. (Bảo quản trong dầu hỏa).
 1. Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi: Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của kim 
lọai kiềm thấp hơn nhiều so với các kim lọai khác, giảm dần từ Li đến Cs do liên kết 
kim lọai trong mạng tinh thể kim lọai kiềm kém bền vững, yếu dần khi kích thước 
nguyên tử tăng lên.
 2. Khối lượng riêng: Khối lượng riêng của kim lọai kiềm cũng nhỏ hơn so với các 
kim lọai khác do nguyên tử của các kim lọai kiềm có bán kính lớn và do cấu tạo mạng 
tinh thể của chúng kém đặc khít.
 3. Tính cứng: Các kim lọai kiềm đều mềm, có thể cắt chúng bằng dao do liên kết 
kim lọai trong mạng tinh thể yếu.
 4. Độ dẫn điện: Các kim loại kiềm có độ dẫn điện cao nhưng kém hơn nhiều so với 
bạc do khối lượng riêng tương đối bé làm giảm số hạt mang điện tích.
 5. Độ tan: Tất cả các kim lọai kiềm có thể hòa tan lẫn nhau và đều dễ tan trong thủy 
ngân tạo nên hỗn hống. Ngoài ra chúng còn tan đuơc trong amoniac lỏng và độ tan của 
chúng khá cao. 
 1 * LƯU Ý: Các kim loại tự do cũng như hợp chất dễ bay hơi của chúng khi được 
đưa vào ngọn lửa không màu làm ngọn lửa trở nên có màu đặc trưng:
 • Li cho màu đỏ tía • Na màu vàng • K màu tím 
 • Rb màu tím hồng • Cs màu xanh lam.
 III- Tính chất hóa học
 Tính khử mạnh hay dễ bị oxi hoá.
 M – 1e → M+ ( quá trình oxi hoá kim loại )
 1. Tác dụng với phi kim
 1.Ở nhiệt độ thường : tạo oxit có công thức M 2O (Li, Na) hay tạo M2O2 (K, Rb, Cs, 
Fr).
 2.Ở nhiệt độ cao : tạo M 2O2 (Na) hay MO2 (K, Rb, Cs, Fr) ( trừ trường hợp Li tạo 
LiO).
 3. Phản ứng mãnh liệt với halogen (X2)để tạo muối halogenuA.
 to
 2M + X2  2MX
 4. Phản ứng với hiđro tạo kim loại hiđruA.
 to
 2M + H2  2MH
 to
 Thí dụ: 2Na + O2  Na2O2 ( r )
 to
 2Na + H2  2NaH
 2. Tác dụng với nước và dung dịch axit ở điều kiện thường:(gây nổ  )
 Do hoạt động hóa họa mạnh nên các kim loại kiềm phản ứng mãnh liệt với nước và 
các dung dịch axit.
 + +
 Tổng quát: 2M + 2H → 2M + H2 ↑
 2M + 2 H2O → 2MOH ( dd ) + H2 ↑
 3. Tác dụng với cation kim loại
 to
 - Với oxit kim loại.: 2Na + CuO  Na2O + Cu
 - Với cation kim loại của muối tan trong nước thì kim loại kiềm tác dụng với nước 
trước mà không tuân theo quy luật bình thường là kim loại hoạt động mạnh đẩy kim loại 
hoạt động yếu ra khỏi muối của chúng.
 Thí dụ: Khi cho Na tác dụng với dd muối CuSO4 .
 2 Na +2H2O →2NaOH +H2↑
 2 NaOH+ CuSO4→Na2SO4 +Cu(OH)2
 4. Tác dụng với các kim loại khác :Một số kim loại kiềm tạo thành hợp kim rắn với 
các kim loại khác, natri tạo hợp kim rắn với thủy ngân – hỗn hống natri (Na-Hg).
 5. Tác dụng với NH3
 Khi đun nóng trong khí amoniac, các kim loại kiềm dễ tạo thành amiđua:
 Thí dụ: 2Na + 2 NH3 → 2NaNH2 + H2↑
 IV – Ứng dụng và điều chế
 1. Ứng dụng của kim lọai kiềm
 Kim lọai kiềm có nhiều ứng dụng quan trọng :
 2 ➢ Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp dùng trong thiết bị báo cháy, 
 ➢ Các kim lọai Na và K dùng làm chất trao đổi nhiệt trong 1 vài lọai lò phản ứng hạt 
nhân.
 ➢ Kim lọai xesi dùng chế tạo tế bào quang điện.
 ➢ Điều chế 1 số kim lọai hiếm bằng phương pháp nhiệt luyện.
 ➢ Dùng nhiều trong tổng hợp hữu cơ.
 2. Điều chế kim lọai kiềm:
 - Trong tự nhiên kim lọai kiềm chỉ tồn tại ở dạng hợp chất.
 - Phương pháp thường dùng để điều chế kim lọai kiềm là điện phân nóng chảy muối 
halogenua hoặc hiđroxit của kim loại kiềm trong điều kiện không có không khí.
 Thí dụ :
 *Na được điều chế bằng cách điện phân nóng chảy hỗn hợp NaCl với 25% NaF và 
12% KCl ở nhiệt độ cao, cực dương than chì và cực âm làm bằng Fe. 
 dpnc
 2NaCl  2Na + Cl2
 * Li được điều chế bằng cách điện phân hỗn hợp LiCl và KCl
 * Rb và Cs được điều chế bằng cách dung kim loại Ca khử các clorua ở nhiệt độ cao 
và trong chân không:
 700o c
 2RbCl + Ca  CaCl2 + 2Rb
 700o c
 CaC2 + 2CsCl  2C + CaCl2 + 2Cs
 MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM
 I- NATRI HIĐROXIT(NaOH).
 1.Tính chất
 a) Tính chất vật lí:
 - Chất rắn màu trắng, hút ẩm mạnh, nhiệt độ nóng chảy tương đối thấp 328oC.
 - Tan tốt trong nước và rượu, quá trình tan tỏa nhiều nhiệt.
 b) Tính chất hóa học:
 - Là bazơ mạnh( hay còn gọi là kiềm hay chất ăn da), làm đổi màu chất chỉ thị: làm 
quỳ tím hóa xanh, phenolphtalein hóa hồng.
 + ¯
 - Phân li hoàn toàn trong nước: NaOHdd → Na + OH 
 - NaOH có đầy đủ tính chất của một hiđroxit.
 + –
 * Với axit : H + OH → H2O
 * Với oxit axit : 
 CO2 + NaOH → NaHCO3
 CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
 NaOH + SiO2 → Na2SiO3 (*)
 Lưu ý:
 3 - Phản ứng (*) là phản ứng ăn mòn thủy tinh (NaOH ở nhiệt độ nóng chảy) vì thế khi 
nấu chảy NaOH, người ta dùng các dụng cụ bằng sắt, niken hay bạC.
 - 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.
 OH¯ + CO2 → HCO3¯
 2−
 2OH¯ + CO2 → CO3 + H2O
 * Với dung dịch muối :
 CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4
 xanh lam
 NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O
 Al2(SO4)3 + 6NaOH → 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4
 keo trắng
 Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O
 tan
 NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O + CO2
 NaHSO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O
 * Chú ý : - Dung dịch NaOH có khả năng hoà tan : Al, Al2O3 , Al(OH)3
 NaOH + Al + H2O → NaAlO2 + 3/2H2 / 2NaOH + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O 
/ NaOH + Al(OH)3 → NaAlO2 + 2H2O
 - Tương tự, NaOH có thể tác dụng với kim loại Be, Zn, Sb, Pb, Cr và oxit và 
hiđroxit tương ứng của chúng
 * Tác dụng với một số phi kim như Si, C, P, S, Halogen:
 2
 Si + 2OH¯ + H2O → SiO3 ¯ + 2H2
 C + NaOHnóng chảy → 2Na + 2Na2CO3 + 3H2↑
 4Ptrắng + 3NaOH + 3H2O → PH3 ↑ + 3NaH2PO2
 Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
 3Cl2 + 6NaOH → NaCl + NaClO3 + 3H2O
 2. Ứng dụng:
 Sản xuất xà phòng, giấy, tơ nhân tạo, tinh dầu thực vật và các sản phẩm chưng cất 
dầu mỏ, chế phẩm nhuộm và dược phẩm nhuộm, làm khô khí và là thuốc thử rất thông 
dụng trong phòng thí nghiệm.
 3.Điều chế:
 - Nếu cần một lượng nhỏ, rất tinh khiết, người ta cho kim loại kiềm tác dụng với 
nước: Na + H2O → NaOH + ½ H2
 - Trong công nghiệp, người ta dùng phương pháp điện phân dung dịch NaCl có 
màng ngăn.
 dpdd (mnx)
 2NaCl + H2O  2NaOH + H2 + Cl2
 II. NATRI HIDROCACBONAT VÀ NATRI CACBONAT: 
 4 (NaHCO3, Na2CO3 ): 
 Natri hidro cacbonat: NaHCO3 Natri cacbonat : Na2CO3
 Natricacbonat (hay soda) là chất 
 o
-Tính tan bột màu trắng , hút ẩm và t nc = 
 Tinh thể màu trắng , ít tan o
trong H2O 851 C, Dễ tan trong nước và tỏa 
 nhiều nhiệt.
 2NaHCO → Na CO + CO + 
- Nhiệt phân 3 2 3 2 Không bị nhiệt phân
 H2O
 NaHCO + NaOH → Na CO + 
- Với bazơ 3 2 3 Không phản ứng
 H2O
 NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + 
 Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 
- Với axit H2O
 + H2O
 ion HCO 3 lưỡng tính.
 d2 có tính kiềm yếu d2 có tính kiềm mạnh
 2 
 -
 HCO + H O € H CO + OH CO 3 + H2O € HCO 3 + OH
- Thuỷ phân 3 2 2 3
 -
 pH > 7 (không làm đổi màu quỳ HCO 3 + H2O € H2CO3 + OH
 tím) pH > 7 ( Làm quỳ tím hóa xanh)
 - Nguyên liệu trong Công nghiệp 
 - NaHCO được dùng trong y 
 3 sản xuất thủy tinh, xà phòng , 
 khoa chữa bệnh dạ dày và ruột do 
 giấy dệt và điều chế muối kháC. 
 thừa axit, khó tiêu, chữa chứng 
- Ứng dụng nôn mữa , giải độc axit. - Tẩy sạch vết mỡ bám trên chi 
 - Trong công nghiệp thực phẩm tiết máy trước khi sơn , tráng 
 làm bột nở gây xốp cho các loại kim loại. 
 bánh - Công nghiệp sản xuất chất tẩy 
 rửa
 NaCl + CO2 + NH3 + H2 € 
 Na CO + CO + H O → NaHCO + NH Cl
- Điều chế 2 3 2 2 3 4
 2NaHCO3 to
 2NaHCO3  Na2CO3 + CO2 
 + H2O
 III. NATRI CLORUA (NaCl)
 1. Trạng thái tự nhiên:
 - NaCl là hợp chất rất phổ biến trong thiên nhiên. Nó có trong nước biển (khoảng 
3% về khối lượng), nước của hồ nước mặn và trong khoáng vật halit (gọi là muối mỏ). 
Những mỏ muối lớn có lớp muối dày tới hàng trăm, hàng ngàn mét.
 5 - Người ta thường khai tác 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.
 2. Tính chất:
 * Tính chất vật lí:
 - Là hợp chất ion có dạng mạng lưới lập phương tâm diện. Tinh thể NaCl không có 
màu và hoàn toàn trong suốt.
 o o o o
 - Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao, t nc= 800 C, t s= 1454 C.
 - 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 mặt NaOH, HCl, MgCl 2, CaCl2, 
 Lợi dụng tính chất này người ta sục khí HCl vào dung dịch muối ăn bão hòa để điều 
chế NaCl tinh khiết.
 * Tính chất hóa học:
 - Khác với các muối khác, NaCl không phản ứng với kim loại, axit, bazơ ở điều kiện 
thường. Tuy nhiên, NaCl vẫn phản ứng với một muối:
 NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl↓
 - Ở trạng thái rắn, NaCl phản ứng với H 2SO4 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:
 dpdd (mnx)
 2NaCl + 2H2O  2NaOH + H2 + Cl2
 3. Ứng dụng: Là nguyên liệu để điều chế Na, Cl 2, 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.
 KIM LOẠI KIỀM THỔ
 I. VỊ TRÍ CẤU TẠO:
 1) Vị trí của kim loại kiềm thổ trong bảng tuần hoàn:
 - Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA của bảng tuần hoàn; trong một chu kì, kiềm thổ 
đứng sau kim loại kiềm.
 6 - 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 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) 0,089 0,136 0,174 0,191 0,220
 Năng lượng ion hóa I2 (kJ/mol) 1800 1450 1150 1060 970
 Độ âm điện 1,57 1,31 1,00 0,95 0,89
 ◦
 Thế điện cực chuẩn E M2+/M(V) -1,85 -2,37 -2,87 -2,89 -2,90
 Mạng tinh thể Lục phương Lập phương tâm Lập 
 diện phương 
 tâm khối
 * Lưu ý : 
 +Be tạo nên chủ yếu những hợp chất trong đó liên kết giữa Be với các nguyên tố 
 khác là liên kết cộng hóa trị.
 +Ca, Sr, Ba và Ra chỉ tạo nên hợp chất ion.
 +Bằng phương pháp nhiễu xạ Rơghen, người ta xác định được rằng trong một số rất 
 ít hợp chất kim loại kiềm thổ có thể có số oxi hóa +1. Thí dụ : Trong hợp chất CaCl 
 ◦
 được tạo nên từ CaCl2 và Ca (ở 1000 C )
 II. TÍNH CHẤT VẬT LÝ :
 - Màu sắc : kim loại kiềm thổ có màu trắng bạc hoặc xám nhạt.
 - Một số tính chất vật lý quan trọng của kim loại kiềm thổ :
Nguyên tố Be Mg Ca Sr Ba
Nhiệt độ nóng chảy (◦C) 1280 650 838 768 714
Nhiệt độ sôi (◦C) 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 = 10) 2,0 1,5 1,8
 * Nhận xét:
 - Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp (trừ Be) và biến đổi không theo một chiều. 
 Vì các nguyên tố có cấu trúc tinh thể khác nhau Be, Mg, Caβ có mạng lưới lục phương ; 
 Caα và Sr có mạng lưới lập phương tâm diện ; Ba lập phương tâm khối.
 - 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, nhẹ hơn nhôm (trừ Ba).
 7 * Lưu ý : Trừ Be, Mg ; các kim loại kiềm thổ tự do và hợp chất dễ bay hơi, cháy 
khi đưa vào ngọn lửa không màu, làm cho ngọn lửa có màu đặc trưng.
 • Ca : màu đỏ da cam • Sr : màu đỏ son • Ba : màu lục hơi vàng.
 III. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC:
 Các kim loại kiềm thổ có tính khử mạnh, yếu hơn so với kim loại kiềm. Tính khử 
của các kim loại kiềm thổ tăng từ Be → BA.
 M – 2e → M2+
 1) Tác dụng với phi kim :
 - Khi đốt nóng trong không khí, các kim loại kiềm thổ đều bốc cháy tạo oxit, phản 
ứng phát ra nhiều nhiệt.
 to
 Ví dụ : 2Mg + O2  2MgO ∆H= - 610 KJ/mol
 - Trong không khí ẩm Ca, Sr, Ba tạo nên lớp cacbonat (phản ứng với không khí như 
oxi) cho nên cần cất giữ các kim loại này trong bình rất kín hoặc dầu hỏa khan.
 - Khi đun nóng, tất cả các kim loại kiềm thổ tương tác mãnh liệt với halogen, nitơ, 
lưu huỳnh, photpho, cacbon, siliC.
 to
 Ca + Cl2  CaCl2
 to
 Mg + Si  Mg2Si
 - Do có ái lực lớn hơn oxi, khi đun nóng các kim loại kiềm thổ khử được nhiều oxit 
bền (B2O3, CO2, SiO2, TiO2, Al2O3, Cr2O3,).
 2Be + TiO2 → 2BeO + Ti
 2Mg + CO2 → 2MgO + C
 2) Tác dụng với axit:
 +
 A. HCl, H2SO4 (l) : Kim loại kiềm khử ion H thành H2
 + 2+
 Mg + 2H → Mg + H2
 +5 +6
 B. HNO3,H2SO4 đđ : Khử N , S thành các hợp chất mức oxi hoá thấp hơn.
 4Ca + 10HNO3 (l) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
 Mg + 4HNO3 đđ → Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
 3) Tác dụng với nước:
 - 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 + 2NaOH(nóng chảy) → Na2BeO2 + H2
 8 IV. ỨNG DỤNG VÀ ĐIỀU CHẾ
 1) 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.
 2) Điều chế kim loại kiềm thổ:
 - Trong tự nhiên, kim loại kiềm thổ chỉ tồn tại dạng ion M2+ trong các hợp chất.
 - Phương pháp cơ bản là điện phân muối nóng chảy của chúng.
 Ví dụ: CaCl2 → Ca + Cl2↑
 MgCl2 → Mg + Cl2↑
 - Một số phương pháp khác:
 Dùng than cốc khử MgO; CaO từ đolomit bằng febositic (hợp chất Si và Fe ) ở 
nhiệt độ cao và trong chân không.
 MgO + C → Mg + CO
 CaO + 2MgO + Si → 2Mg + CaO.SiO2
 Dùng nhôm hay magie khử muối của Ca, Sr, Ba trong chân không ở 
1100◦C→1200◦C.
 2Al + 4CaO → CaO.Al2O3 + 3Ca
 2Al + 4SrO → SrO. Al2O3 + 3Sr
 2Al + 4BaO → BaO. Al2O3 + 3Ba
 MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ
 I. CaO (Canxi oxit) : Vôi sống.
 - Tác dụng với nước, tỏa nhiệt : CaO + H2O → Ca(OH)2 ít tan.
 - Với axit : CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O
 - Với oxit axit : CaO + CO2 → CaCO3 ( vôi chết )
 II. Những hiđroxit M(OH)2 của các kim loại kiềm thổ:
 1) Tính chất:
 - Các hiđroxit M(OH)2 khan đều ở dạng màu trắng.
 9 - Tính tan: 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 150 C; Ba(OH)2 
 mất nước ở 1000◦C 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.
 * Ca(OH)2 Canxi hidroxit : Vôi tôi 
 2+ 
 - Ít tan trong nước : Ca(OH)2 € Ca + 2OH
 - Với axít : Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + H2O
 - Với oxit axit : Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O (1)
 Ca(OH)2 + CO2 → Ca(HCO3)2 (2)
 2
 - Với d muối : Ca(OH)2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaOH
 2) 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.
 III. CANXICACBONAT (CaCO3) VÀ CANXI HIDRO CACBONAT (CaHCO3)
 CaCO3 : Canxi cacbonat Ca(HCO3)2 : Canxi hidro cacbonat
 Canxi cacbonat là chất rắn màu 
 trắng, không tan trong nướC. 2+
 Tan trong nước: Ca(HCO3)2→ Ca + 
Với nước nhưng tan trong amoniclorua:
 2HCO 
 toC 3
 CaCO3 + 2NH4Cl  CaCl2 + 
 2NH3↑ + H2O + CO2↑
Với bazơ Ca(HCO ) + Ca(OH) → 2CaCO ↓ + 
 Không phản ứng 3 2 2 3
mạnh 2H2O
Với axit Ca(HCO ) +2HCl→CaCl +2CO +2H O
 CaCO +2HCl→CaCl +CO +H O 3 2 2 2 2
mạnh 3 2 2 2 lưỡng tính
 Bị phân hủy ở nhiệt độ cao: Bị phân hủy khi đun nóng nhẹ:
Nhiệt phân
 1000o C to
 CaCO3  CaO + CO2 Ca(HCO3)2  CaCO3 + CO2 + H2O
 2+ 2 
Phản ứng Ca + CO 3 → CaCO3↓ trắng
trao đổi với 2+ 3- 
 Không 3Ca + 2PO4 → Ca3(PO4)2↓
 2 3 
CO 3 ,PO 4
 CaCO3 + CO2 + H2O € Ca(HCO3)2
 không tan tan
Với CO2 Chiều thuận (1): Giải thích sự xâm thực của nước mưa đối với đá vôi tạo hang 
 động.
 Chiều nghịch (2): Giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang động.
 10