CHƯƠNG IX. ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠII ppt

CHƯƠNG IX. ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI I. 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. II. 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. III. 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 This image cannot currently be display ed.  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: This image cannot currently be display ed. This image cannot currently be display ed. This image cannot currently be display ed. 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 dd muối. Ví dụ: Những kim loại tác dụng mạnh với H 2 O như kim loại kiềm, kiềm thổ, khi gặp dd 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… IV. Dãy thế điện hoá của kim loại 1. Cặp oxi hoá - khử của kim loại. Trong những điều kiện nhất định, cân bằng. có thể xảy ra theo 1 chiều xác định. Trong đó : Me là dạng khử, Me n+ là dạng oxi hoá. Dạng oxi hoá và dạng khử của cùng một nguyên tố tạo thành cặp oxi hoá - khử (oxh.kh). Ví dụ: Các cặp oxi hoá - khử : Fe 2+ .Fe, Cu 2+ .Cu, Al 3+ .Al. 2. Điện thế oxi hoá - khử. Để đặc trưng cho khả năng oxi hoá - khử của một cặp oxi hoá - khử, người ta dùng đại lượng gọi là điện thế oxi hoá - khử và ký hiệu E oxh.kh . Khi nồng độ dạng oxi hoá và nồng độ dạng khử bằng 1mol/l (oxh = kh = 1mol/l), ta có thể oxi hoá - khử chuẩn oxh.kh. 3. Ý nghĩa của dãy thế điện hoá của kim loại a) Dự đoán chiều phản ứng giữa 2 cặp oxh - kh: Khi cho 2 cặp oxh - kh gặp nhau, dạng oxh của cặp nằm ở bên phải (có thế oxh - kh lớn hơn) oxh được dạng khử của cặp nằm ở bên trái. Ví dụ: Có 2 cặp oxh - kh : Zn 2+ .Zn và Fe 2+ .Fe phản ứng: Có 2 cặp oxh - kh: Zn 2+ .Zn và Cu 2+ .Cu phản ứng: b) Những kim loại đứng trước H (phía trái) đẩy được hiđro ra khỏi dd axit. Ví dụ: V. Hợp kim 1. Định nghĩa Hợp kim là chất rắn thu được sau khi nung chảy một hỗn hợp nhiều kim loại khác nhau hoặc hỗn hợp kim loại và phi kim. 2. Cấu tạo của hợp kim Hợp kim thường được cấu tạo bằng các loại tinh thể: a) Tinh thể hỗn hợp: Gồm những tinh thể của các đơn chất trong hỗn hợp ban đầu, khi nóng chảy chúng không tan vào nhau. b) Tinh thể dd rắn: Là những tinh thể được tạo thành sau khi nung nóng chảy các đơn chất trong hỗn hợp tan vào nhau c) Tinh thể hợp chất hoá học: Là tinh thể của những hợp chất hoá học được tạo ra sau khi nung nóng chảy các đơn chất trong hỗn hợp. 3. Liên kết hoá học trong hợp kim: Liên kết trong hợp kim chủ yếu là liên kết kim loại. Trong loại hợp kim có tinh thể là hợp chất hoá học, kiểu liên kết là liên kết cộng hoá trị. 4. Tính chất của hợp kim: Hợp kim có những tính chất hoá học tương tự tính chất của các chất trong hỗn hợp ban đầu, nhưng tính chất vật lý và tính chất cơ học lại khác nhiều. 5. Ứng dụng: Hợp kim được dùng nhiều trong:  Công nghiệp chế tạo máy: chế tạo ôtô, máy bay, các loại máy móc…  Công nghiệp xây dựng… V. Ăn mòn kim loại và chống ăn mòn 1. Sự ăn mòn kim loại. Sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng hoá học của môi trường xung quanh gọi là sự ăn mòn kim loại. Ăn mòn kim loại được chia thành 2 loại chính: ăn mòn hoá học và ăn mòn điện hoá. a) Ăn mòn hoá học: Ăn mòn hoá học là sự phá huỷ kim loại do kim loại phản ứng hoá học với chất khí hoặc hơi nước ở nhiệt độ cao. Đặc điểm của ăn mòn hoá học:  Không phát sinh dòng điện.  Nhiệt độ càng cao thì tốc độ ăn mòn càng nhanh. Sự ăn mòn hoá học thường xảy ra ở:  Những thiết bị của lò đốt.  Những chi tiết của động cơ đốt trong.  Những thiết bị tiếp xúc với hơi nước ở nhiệt độ cao. Ví dụ: Bản chất của ăn mòn hoá học là quá trình oxi hoá - khử, trong đó các electron của kim loại chuyển trực tiếp sang môi trường tác dụng: b) Ăn mòn điện hoá: Ăn mòn điện hoá là sự phá huỷ kim loại do kim loại tiếp xúc với dd chất điện li tạo nên dòng điện. Cơ chế ăn mòn điện hoá: Những kim loại dùng trong đêi sống và kỹ thuật thường ít nhiều có lẫn tạp chất (kim loại khác hoặc phi kim), khi tiếp xúc với môi trường điện li (như hơi nước có hoà lẫn các khí CO 2 , NO 2 , SO 2 ,…hoặc nước biển, …) sẽ xảy ra quá trình ăn mòn điện hoá. Xét cơ chế ăn mòn sắt có lẫn đồng trong không khí ẩm có hoà tan H + , O 2 , CO 2 , NO 2 ,…tạo thành môi trường điện li. Sắt có lẫn đồng tiếp xúc với môi trường điện li tạo thành 1 pin, trong đó Fe là kim loại hoạt động hơn là cực âm, Cu là cực dương.  Ở cực âm: Fe bị oxi hoá và bị ăn mòn. Ion Fe 2+ tan vào môi trường điện li, trên sắt dư e. Các e dư này chạy sang Cu (để giảm bớt sự chênh lệch điện tích âm giữa thanh sắt và đồng).  Ở cực dương: Xảy ra quá trình khử ion H + và O 2 . Ion H + và O 2 trong môi trường điện li đến miếng Cu thu e: Sau đó xảy ra quá trình tạo thành gỉ sắt: Các hiđroxit sắt này có thể bị mất H 2 O tạo thành gỉ sắt, có thành phần xác định: 2. Cách chống ăn mòn kim loại: a) Cách li kim loại với môi trường: Dùng những chất bền với môi trường phủ lên bề mặt kim loại. Đó là:  Các loại sơn chống gỉ, vecni, dầu mỡ, tráng men, phủ hợp chất polime.  Mạ một số kim loại bền như crom, niken, đồng, kẽm, thiếc lên bề mặt kim loại cần bảo vệ. b) Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox): Chế tạo những hợp kim không gỉ trong môi trường không khí, môi trường hoá chất. Những hợp kim không gỉ thường đắt tiền, vì vậy sử dụng chúng còn hạn chế. c) Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm) Chất chống ăn mòn làm bề mặt kim loại trở nên thụ động (trơ) đối với môi trường ăn mòn. Ngày nay người ta đã chế tạo được hàng trăm chất chống ăn mòn khác nhau, chúng được dùng rộng rãi trong các ngành công nghiệp hoá chất. d) Dùng phương pháp điện hóa: Nối kim loại cần bảo vệ với 1 tấm kim loại khác có tính khử mạnh hơn. Ví dụ, để bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép, người ta gắn vào vỏ tàu (phần chìm trong nước biển) 1 tấm kẽm. Khi tàu hoạt động, tấm kẽm bị ăn mòn dần, vỏ tàu được bảo vệ. Sau một thời gian người ta thay tấm kẽm khác. VII. Điều chế kim loại 1. Nguyên tắc: Khử ion kim loại thành kim loại. 2. Các phương pháp điều chế. a) Phương pháp thủy luyện: Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại trong dd muối. Ví dụ:  Điều chế đồng kim loại:  Điều chế bạc kim loại: b) Phương pháp nhiệt luyện: Dùng các chất khử như CO, H 2 , C hoặc kim loại để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao. Phương pháp này được sử dụng để sản xuất kim loại trong công nghiệp: c) Phương pháp điện phân: Dùng dòng điện 1 chiều trên catôt (cực âm) để khử ion kim loại trong hợp chất. Bằng phương pháp này, người ta có thể điều chế được hầu hết các kim loại.  Điều chế kim loại có tính khử mạnh (từ Na đến Al). Điện phân hợp chất nóng chảy (muối, kiềm, oxit). Ví dụ: Điều chế Na bằng cách điện phân NaCl nóng chảy.  Điều chế kim loại có tính khử trung bình và yếu: Điện phân dd muối của chúng trong nước. Ví dụ: Điều chế Cu bằng cách điện phân dd CuSO 4. Bằng phương pháp điện phân có thể điều chế được kim loại có độ tinh khiết cao. VIII. Hợp chất của kim loại. 1. Oxit Me x O y a) Đều là tinh thể. b) Tác dụng với H 2 O. Chỉ có một số oxit kim loại mạnh (ví dụ kim loại kiềm, kiềm thổ) và một số anhiđrit axit có số oxi hoá cao mới phản ứng trực tiếp với H 2 O. c) Tác dụng với axit: Phần lớn các oxit bazơ phản ứng với axit. d) Tác dụng với oxit axit. Chỉ có oxit của các kim loại mạnh phản ứng được. e) Tác dụng với kiềm: Các oxti axit và các oxit lưỡng tính phản ứng được. 2. Hiđroxit Hiđroxit là hợp chất tương ứng với sản phẩm kết hợp oxit và H 2 O. Hiđroxit có thể có tính bazơ hoặc axit. a) Hiđroxit của một số kim loại (trừ của kim loại kiềm, kiềm thổ) bị nhiệt phân khi nung nóng tạo thành oxit: b) Tính tan trong H 2 O: Phần lớn ít tan, chỉ có hiđroxit của kim loại kiềm, Ba(OH) 2 và một số hiđroxit trong đó kim loại có số oxi hoá cao là tan được trong H 2 O. Ví dụ: H 2 CrO 4 , H 2 Cr 2 O 7 , H 2 MnO 4 , HMnO 4 . c) Tính axit - bazơ: Phần lớn có tính bazơ, một số có tính lưỡng tính (như Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Sn(OH) 2 ,…), một số là axit (H 2 CrO 4 , H 2 Cr 2 O 7 , HMnO 4 ). d) Tính oxi hoá - khử: Thể hiện râ đối với một số hiđroxit của kim loại có nhiều số oxi hoá hoặc hiđroxit của kim loại yếu. [...]... nitrat của các kim loại: đều dễ tan trong nước  Muối sunfat của các kim loại: phần lớn dễ tan, trừ CaSO4, BaSO4, PbSO4, Ag2SO4  Muối clorua của các kim loại: phần lớn dễ tan, trừ AgCl, PbCl2, CuCl, Hg2Cl2, …  Muối cacbonat của các kim loại: phần lớn khó tan, trừ cacbonat của kim loại kiềm và amoni  Muối cacbonat axit: nói chung tan tốt hơn muối cacbonat trung tính (trừ cacbonat axit của kim loại kiềm)... axit: nói chung tan tốt hơn muối cacbonat trung tính (trừ cacbonat axit của kim loại kiềm) b) Tính oxi hoá - khử của muối:  Một số muối có số oxi hoá thấp của kim loại kém bền, có tính khử  Một số muối của kim loại yếu, hoặc có số oxi hoá cao của kim loại thì kém bền, có tính oxi hoá hoặc dễ bị phân huỷ:  . CHƯƠNG IX. ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI I. 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. 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. hợp kim: Liên kết trong hợp kim chủ yếu là liên kết kim loại. Trong loại hợp kim có tinh thể là hợp chất hoá học, kiểu liên kết là liên kết cộng hoá trị. 4. Tính chất của hợp kim: Hợp kim