Hóa vô cơ ( phần 4) pps

Hóa vô cơ ( phần 4) Silic 1. Cấu tạo nguyên tử: - Silic là nguyên tố phổ biến thứ hai trong tự nhiên sau oxi, gồm ba loại đồng vị : - Cấu hình e lớp ngoài cùng của silic : 3s 2 , 3p 2 . 2. Tính chất vật lý - Silic là chất rắn, màu xám, dẫn điện, dẫn nhiệt. Nóng chảy ở 1423 o C. Silic dạng đơn tinh thể là chất bán dẫn nên dùng trong kỹ thuật radio, pin mặt trời. 3. Tính chất hoá học - Silic tinh thể thì trơ, silic vô định hình khá hoạt động: - Silic hoá hợp được với flo ở t o thường : - Ở điều kiện thường, silic không tác dụng với axit, chỉ tác dụng với hỗn hợp HNO 3 + HF: - Silic tác dụng với kiềm tạo ra muối silicat và giải phóng H 2 : - Tính chất hoá học đặc biệt của silic là nó có thể tạo thành các silan kiểu ankan với hiđro và halogen : Si n H 2n+2 ; Si n Cl 2n+2 4. Ứng dụng và điều chế: Silic dùng để - Chế tạo hợp kim đặc biệt có tính cứng và chịu axit. - Chế tạo chất bán dẫn trong kỹ thuật vô tuyến điện, pin mặt trời. Trong phòng thí nghiệm, silic vô định hình được điều chế bằng phản ứng: Trong công nghiệp: 5. Hợp chất của silic a) Silic đioxit SiO 2 . - SiO 2 là chất rắn, không màu, nóng chảy ở 1700 o C. Thạch anh, phalê, ametit là SiO 2 nguyên chất. - SiO 2 là oxit axit, ở t o cao nó tác dụng được với oxit bazơ, kiềm, cacbonat kim loại kiềm, tạo ra silicat : - SiO 2 có tính chất hoá học đặc trưng là tan được trong dung dịch axit HF: Vì vậy người ta dùng HF để khắc hình trên thuỷ tinh. - SiO 2 được dùng rộng rãi trong xây dựng, sản xuất thuỷ tinh, đá mài. b) Axit silicic và muối silicat. H 2 SiO 3 là axit yếu, ít tan trong nước. Điều chế H 2 SiO 3 : Muối của axit silicic là silicat. Na 2 SiO 3 và K 2 SiO 3 trông giống thuỷ tinh, tan được trong nước nên được gọi là thuỷ tinh tan. Thuỷ tinh tan dùng chế tạo xi măng, bêtông chịu axit. Nguyên liệu để sản xuất thuỷ tinh là cát, thạch anh, đá vôi và xôđa: Thành phần hoá học của thuỷ tinh này được biểu diễn gần đúng bằng công thức các oxit: Na 2 O.CaO.6SiO 2. Đại cương về kim loại Vị trí và cấu tạo của kim loại. 1. Vị trí Trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học, kim loại ở những vị trí: - Phân nhóm chính nhóm I, II, III (trừ bo) - Phân nhóm phụ nhóm I đến nhóm VIII - Họ lantan và họ actini (những nguyên tố xếp riêng ở dưới bảng). - Một phần của các phân nhóm chính nhóm IV, V, VI. Hiện nay người ta biết khoảng 109 nguyên tố hoá học, trong đó có trên 85 nguyên tố là kim loại. Các nguyên tố càng nằm ở bên trái, phía dưới của bảng, tính kim loại càng mạnh. 2. Cấu tạo của nguyên tử kim loại - Nguyên tử kim loại có số electron ở lớp ngoài cùng nhỏ ( £ 4 ), dễ dàng cho đi trong các phản ứng hoá học. - Trong cùng 1 chu kì, nguyên tử của các nguyên tố kim loại có bán kính lớn hơn và có điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với các nguyên tố phi kim. Những nguyên tử có bán kính lớn là những nguyên tử nằm ở góc dưới, bên trái của bảng tuần hoàn. 3. Cấu tạo tinh thể kim loại - Các nguyên tử kim loại sắp xếp theo một trật tự xác định làm thành mạng lưới tinh thể kim loại. Nút của mạng lưới là các ion dương hoặc các nguyên tử trung hoà. Khoảng không gian giữa các nút lưới không thuộc nguyên tử nào, làm thành "khí electron" mà các nguyên tử kim loại ở nút lưới liên kết với nhau tạo thành mạng lưới bền vững. Liên kết sinh ra trong mạng lưới kim loại do các e tự do gắn các ion dương kim loại lại với nhau gọi là liên kết kim loại. Đặc điểm của liên kết kim loại: - Do tất cả các e tự do trong kim loại tham gia. - Liên kết kim loại do tương tác tĩnh điện giữa các ion dương và các e tự do. Tính chất vật lý - Ở điều kiện thường, các kim loại đều ở trạng thái rắn (tinh thể), trừ Hg là chất lỏng. Nhiệt độ nóng chảy rất khác nhau. - Người ta phân biệt : Các kim loại đen (gồm Fe, Mn, Cr) và kim loại màu (các kim loại còn lại). - Kim loại có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, có tính dẻo, có ánh kim. Do đặc tính cấu tạo của mạng lưới kim loại ta giải thích tính chất vật lý của nó a) Tính dẫn điện và dẫn nhiệt - Khi nối 2 đầu thanh kim loại với 2 cực của nguồn điện. Dưới tác dụng của điện trường, các e tự do chuyển động theo 1 hướng xác định làm thành dòng điện trong kim loại. - Khi đun nóng kim loại tại 1 điểm nào đó, các nút lưới (nguyên tử, ion) ở điểm đó nhận thêm năng lượng, dao động mạnh lên và truyền năng lượng cho các e tự do. Các e tự do lại truyền năng lượng cho các nút xa hơn. Và cứ như thế năng lượng (dạng nhiệt) được truyền ra khắp thanh kim loại. Đó là bản chất tính dẫn nhiệt của kim loại. b) Tính dẻo (dễ kéo dài, dát mỏng): Khi tác dụng lực cơ học lên thanh kim loại, một số nút mạng lưới kim loại có thể bị xê dịch, nhưng mối liên kết giữa các lớp nút trong mạng nhờ các e tự do vẫn được bảo toàn, do đó mạng lưới tinh thể vẫn bền vững, mặc dù hình dạng thanh kim loại bị thay đổi. Tính chất hoá học. 1. Nhận xét chung Do đặc điểm cấu tạo, các nguyên tử kim loại dễ dàng cho e hoá trị, thể hiện tính khử: So sánh tính khử của kim loại : Đi từ đầu đến cuối "dãy thế điện hóa" của các kim loại thì tính khử giảm dần. K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Au. 2. Các phản ứng đặc trưng: a) Phản ứng với oxi : - Ở t o thường, phần lớn kim loại phản ứng với O 2 của không khí tạo thành lớp bảo vệ cho kim loại không bị oxi hoá tiếp tục. - Khi nung nóng, phần lớn kim loại chảy trong oxi. Ví dụ: b) Phản ứng với halogen và các phi kim khác - Với halogen: các kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng ngay ở t o thường. Các kim loại khác phản ứng yếu hơn, phải đun nóng. Hợp chất tạo thành ở đó kim loại có hoá trị cao: - Với phi kim khác (yếu hơn) phải đun nóng : c) Phản ứng với hiđro: Kim loại kiềm và kiềm thổ phản ứng tạo hợp chất hiđrua kim loại dạng muối, ở đó số oxi hoá của H là -1 d) Phản ứng với nước: - Ở t o thường, chỉ có các kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng được với nước tạo thành H 2 và hiđroxit kim loại. Một số kim loại yếu hơn tạo thành lớp bảo vệ hiđroxit hoặc tạo thành axit. - Ở nhiệt độ nóng đỏ, những kim loại đứng trước hiđro trong dãy thế điện hoá phản ứng với hơi nước. Ví dụ: e) Với axit thường (HCl, H 2 SO 4 loãng) Phản ứng xảy ra dễ dàng khi: - Kim loại đứng trước H 2 . - Muối tạo thành phải tan g) Với axit oxi hoá (HNO 3 , H 2 SO 4 đặc nóng) Trừ Au và Pt, còn hầu hết các kim loại tác dụng được với HNO 3 (đặc hoặc loãng), H 2 SO 4 (đặc, nóng), - Với HNO 3 đặc: (Khí duy nhất bay ra là NO 2 màu nâu). - Với HNO 3 loãng: Tuỳ theo độ mạnh của kim loại và độ loãng của axit, sản phẩm khí bay ra có thể là N 2, N 2 O, NO. Đối với kim loại mạnh và axit rất loãng, sản phẩm là NH 4 NO 3 . Ví dụ: - Với axit H 2 SO 4 đặc nóng. Kim loại + H 2 SO 4 đ.n ® muối + (H 2 S, S, SO 2 ) + H 2 O. Tuỳ theo độ mạnh của kim loại mà sản phẩm của sự khử S +6 (trong H 2 SO 4 ) là H 2 S, S hay SO 2 . Kim loại càng mạnh thì S +6 bị khử về số oxi hoá càng thấp. Ví dụ: Chú ý: Al và Fe bị thụ động hoá trong H 2 SO 4 đặc, nguội và HNO 3 đặc, nguội. Nguyên nhân là do khi 2 kim loại này tiếp xúc với các axit đặc, nguội thì trên bề mặt chúng có tạo lớp màng mỏng, đặc xít bảo vệ kim loại không bị axit tác dụng. Do đó, trong thực tế người ta dùng các xitec bằng sắt để chuyên chở các axit trên. h) Phản ứng với kiềm: Một số kim loại đứng trước H 2 và hiđroxit của nó có tính lưỡng tính có thể phản ứng với kiềm mạnh. Ví dụ như Be, Zn, Al: k) Phản ứng kim loại mạnh đẩy kim loại yếu khỏi hợp chất: - Đẩy kim loại yếu khỏi dung dịch muối. Ví dụ: Những kim loại tác dụng mạnh với H 2 O như kim loại kiềm, kiềm thổ, khi gặp dung dịch nước thì trước hết phản ứng với H 2 O. - Đẩy kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại). Xảy ra ở t o cao, toả nhiều nhiệt làm nóng chảy kim loại: Phương pháp này thường được dùng để điều chế các kim loại khó nóng chảy như Cr, Mn, Fe… . Hóa vô cơ ( phần 4) Silic 1. Cấu tạo nguyên tử: - Silic là nguyên tố phổ biến thứ hai trong tự nhiên. - Phân nhóm chính nhóm I, II, III (trừ bo) - Phân nhóm phụ nhóm I đến nhóm VIII - Họ lantan và họ actini (những nguyên tố xếp riêng ở dưới bảng). - Một phần của các phân nhóm chính nhóm IV,. loại đều ở trạng thái rắn (tinh thể), trừ Hg là chất lỏng. Nhiệt độ nóng chảy rất khác nhau. - Người ta phân biệt : Các kim loại đen (gồm Fe, Mn, Cr) và kim loại màu (các kim loại còn lại).