LÝ THUYẾT VÀ BT KIM LOẠI 12

Hóa học vơ khối 12 Tơi u Hóa Học – sưu tầm CHƯƠNG V: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI BÀI 17: VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HỒN CẤU TẠO KIM LOẠI (TIẾT 26) I VỊ TRÍ KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HỒN: ➢ Nhóm IA (trừ H) nhóm IIA,( nguyên tố s) ➢ Nhóm IIIA ( trừ Bo) mơt phần nhóm IVA,VA,VIA (ngun tố p.) ➢ Nhóm IB đến VIIIB (nguyên tố d ) : Kim loại chuyển tiếp ➢ Họ Lantan Actini ( nguyên tố f) II CẤU TẠO: Cấu tạo nguyên tử: Nguyên tử hầu hết nguyên tố kim loại có electron lớp ngồi ( 1, 3e ) 2 Thí dụ: ; 11 Na : [Ne] 3s 12 Mg: [Ne] 3s ; 13Al : [Ne] 3s 3p Trong chu kỳ: bán kính nguyên tử kim loại lớn bán kính nguyên tử phi kim Điện tích hạt nhân kim loại nhỏ điện tích hạt nhân phi kim Cụ thể : chu kỳ 3: 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl bán kính nanomet 0,157 0,136 0,125 0,117 0,110 ,104 0,099 ý: 1nanomet = 10−9met Liên kết kim loại: Là liên kết hình thành nguyên tử ion kim loại mạng tinh thể tham gia electron tự oOo BÀI 18: TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI DÃY ĐIỆN HĨA CỦA KIM LOẠI ( TIẾT 27, 28, 29) I TÍNH CHẤT VẬT LÝ: Tính chất vật lý chung: Trạng thái rắn ( trừ Hg), có tính dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt, ánh kim a Tính dẻo: Khi tác dụng lực lên miếng kim loại, bị biến dạng Do cation kim loại mạng tinh thể trượt lên nhờ lực hút tĩnh điện e tự với cation kim loại Kim loại có tính dẻo giảm dần : Au, Ag, Al, Cu, Sn b Tính dẫn điện: nhiệt độ tăng, tính dẫn điện gỉảm chuyển động ion kim loại tăng làm cản trở chuyển động dòng electron tự Khả dẫn điện giảm dần : Ag, Cu, Au, Al, Fe Quy ước độ dẫn điện Hg = độ dẫn điện Ag = 49; Cu = 46; Au = 35,5; Al = 26 c Tính dẫn nhiệt: kim loại điện tốt dẫn nhiệt tốt: Ag, Cu, Al, Fe d Ánh kim : e tự kim loại phản xạ tốt tia sáng có bước sóng mà mắt ta nhìn thấy → kim loại có ánh kim * Kết luận : Tính chất vật lý chung kim loại e tự kim loại gây Tính chất riêng: khối lượng riêng, nhiệt độ nóng chảy, tính cứng phụ thuộc vào độ bền liên kết kim loại, nguyên tử khối, kiểu mạng tinh thể a Khối lượng riêng: ( D g/cm3) • D< 5g/cm3 : kim loại nhẹ Na, K, Mg, Al • D>5g/cm3 : kim loại nặng Fe, Zn, Pb, Cu, Ag, Hg Trang Hóa học vơ khối 12 Tơi u Hóa Học – sưu tầm • Li có khối lượng riêng nhỏ ( 0,5g/cm ), lớn Os ( 22,6g/cm3) b Nhiệt độ nóng chảy: thấp Hg ( −39oC) , cao W ( 3410oC ) c Tính cứng: mềm Cs (0,2) , cứng Cr (9) ( quy ước độ cứng kim cương 10) II TÍNH CHẤT HĨA HỌC CHUNG: Đặc trưng : tính khử Kim loại dễ bị oxi hóa thành ion dương kim loại M → Mn+ + ne Tác dụng với phi kim: kim loại khử phi kim thành ion âm to to Fe + Cl2 → to Cu + Cl2 → to Hg + S Al + O2 → Fe + O2 → Fe + S to → → Tác dụng với axit: a Với HCl H2SO4 loãng: Kim loại trước H khử ion H+ (H3O+) thành H2 M + nH+ → Mn+ + n/2 H2 Kim loại có tính khử mạnh K, Na gây nổ tiếp xúc với axit Mg + HCl → Fe Al + H2SO4 → + HCl → b Với H2SO4 đặc nóng, HNO3: ( trừ Au Pt) ➢ Tính oxi hóa N+5 S+6 ➢ Kim loại khử N+5, S+6 xuống số oxi hóa thấp ➢ Al, Fe bị thụ động hóa dung dịch HNO3 đặc nguội H2SO4 đặc nguội tạo màng oxit bền bề mặt kim loại không tan axit bảo vệ kim loại NO2 ( màu nâu đỏ) NO ( khơng màu hóa nâu khơng khí) KL + HNO3 → muối + H2O + N2O ( không màu) ( KL có số OXH cao nhất) N2 ( khơng màu ) NH4NO3 ( muối tan ) ➢ Với kim loại có tính khử yếu Cu, Ag, Pb : HNO3đặc → NO2\ ; HNO3 loãng → NO ➢ Với kim loại có tính khử mạnh Mg, Zn, Al….HNO3 lỗng bị khử đến N2O, N2, NH4NO3 ➢ Thơng thường : HNO3 lỗng → NO; HNO3đặc → NO2 KL + H2SO4 đặc nóng → muối + (KL có số OXH cao nhất) ➢ Thơng thường: H2SO4 đặc nóng Thí dụ: ( SO2, S, H2S ) + H2 O SO2 Cu + HNO3 đặc, nóng → Cu + H2SO4 đặc, nóng → Fe + HNO3 loãng → … Trang Hóa học vơ khối 12 Tơi u Hóa Học – sưu tầm Fe + H2SO4 đặc, nóng → Mg + HNO3 loãng → + NH4NO3 + Tác dụng với nước a Kim loại mạnh: nhóm IA IIA ( trừ Be, Mg) khử nước nhiệt độ thường M + H2O → M(OH)n + n/2 H2 Thí dụ: Na + Ca + H2 O → H2 O → b Các kim loại có tính khử trung bình: Fe, Zn khử nước nhiệt độ cao 3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2↑ c Các kim loại yếu Cu,Ag, Au,Hg không khử nước dù nhiệt độ cao Tác dụng với dung dịch muối: Kim loại mạnh khử kim loại yếu dung dịch muối thành kim loại tự ( Các KL mạnh không khử nước ) Thí dụ: Cho đinh sắt vào lọ chứa dung dịch CuSO4: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Pt ion thu gọn : Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu Hiện tượng : * màu xanh dd nhạt dần có Cu màu đỏ bám vào sắt Fe khử Cu2+→Cu: Cu2+ + 2e → Cu * đinh sắt mịn dần ion Cu2+ oxi hóa Fe → Fe2+ tan vào dung dịch Fe → Fe2+ + 2e * dung dịch cốc có màu lục nhạt ; MÀU CỦA Fe2+ III DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI Cặp oxi hóa khử kim loại: Mn+ + ne M → Mn+/M Dạng oxi hóa + Thí dụ : Ag + Fe2+ + dạng khử Cu 2+ + Al3+ + Vậy: Dạng oxi hóa dạng khử nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa – khử kim loại Thí dụ: Ag+/Ag ; Cu2+/Cu ; Fe2+/Fe; Al3+/Al cặp oxi hóa – khử So sánh tính chất cặp oxi hóa – khử: Thí dụ 1: Cho đinh sắt vào dd CuSO4: Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu Ngược lại, cho Cu vào dd FeSO4 : không phản ứng Kết luận: Fe có tính khử mạnh Cu Cu2+ có tính oxi hóa mạnh Fe2+ Thí dụ 2: Cho Cu vào dd AgNO3 : Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag Ngược lại, cho Ag vào dd CuSO4 : khơng phản ứng Kết luận: Tính khử : Cu > Ag Tính oxi hóa: Ag+ > Cu2+ ➢ Từ thí dụ trên, ta có : Tính khử : Fe > Cu > Ag Tính oxi hóa : Trang Fe2+ < Cu2+ < Ag+ Hóa học vơ khối 12 Dãy điện hóa kim loại: Tơi u Hóa Học – sưu tầm Dãy điện hóa dãy thứ tự cặp oxi hóa – khử kim loại xếp theo thứ tự tính oxi hóa ion kim loại tăng dần tính khử nguyên tử kim loại giảm dần Tính oxi hóa ion kim loại tăng K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Mn2+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ 2H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ Hg2+ Pt2+ Au3+ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe2+ Ag Hg Pt │ Au Tính khử nguyên tử kim loại giảm Ý nghĩa dãy điện hóa kim loại: Dự đốn chiều phản ứng cặp oxi hóa – khử theo quy tắc α (anpha): phản ứng cặp oxi hóa – khử xảy theo chiều chất oxi hóa mạnh oxi hóa chất khử mạnh hơn, sinh chất oxi hóa yếu chất khử yếu Fe2+ Cu2+ Fe Cu2+ chất oxi hóa mạnh + Cu Fe → chất khử mạnh Fe2+ + chất oxi hóa yếu Cu chất khử yếu BÀI 22 : LUYỆN TẬP TÍNH CHẤT KIM LOẠI (TIẾT 30) oOo - BÀI 19 : HỢP KIM (TIẾT 31 ) I KHÁI NIỆM: Hợp kim vật liệu kim loại có chứa kim loại số kim loại phi kim khác Thí dụ: *Thép hợp kim Fe với C số nguyên tố khác * Duyra hợp kim nhôm với đồng, mangan, magie, silic II TÍNH CHẤT: ➢ Phụ thuộc vào thành phần đơn chất tham gia cấu tạo mạng tin thể hợp kim ➢ Tính chất hóa học tương tự đơn chất tham gia tạo thành hợp kim’ ➢ Tính chất vật lý tính chất học khác nhiều so với tính chất đơn chất Thí dụ: * hợp kim khơng bị ăn mịn : Fe – Cr – Mn ( Thép inox) * hợp kim siêu cứng :W – Co , Co – Cr – W – Fe …… * hợp kim nhẹ, cứng , bền : Al – Si , Al – Cu – Mn – Mg * hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp: Sn – Pb (nc 210oC), Bi – Pb – Sn (nc 65oC) III.ỨNG DỤNG: Hợp kim sử dụng rộng rãi ngành kinh tế quốc dân: CN chế tạo máy bay, tàu vũ trụ, tên lửa, ô tô cần hợp kim nhẹ, bền, chịu nhiệt độ cao áp suất cao CN dầu mỏ, hóa chất cần hợp kim có tính bền hóa học học cao CN xây dựng, cầu cống cần hợp kim cứng, bền Hợp kim không gỉ dùng chế tạo dụng cụ y tế, làm bếp… Hợp kim vàng với Ag, Cu ( vàng tây) đẹp cứng dùng chế tạo đồ trang sức Trang Hóa học vơ khối 12 Tơi u Hóa Học – sưu tầm -oOo - BÀI 20 : ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI ( TIẾT 32 +33) I NGUYÊN TẮC: khử ion dương kim loại thành nguyên tử kim loại tự Mn+ + ne M II PHƯƠNG PHÁP: Phương pháp thủy luyện : Dùng điều chế kim loại có tính khử yếu Dùng kim loại mạnh ( không khử nước) để khử ion kim loại dd muối Kim loại + muối muối + kim loại Thí dụ: Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu 2+ Fe + Cu Phương pháp nhiệt luyện: dùng điều chế kim loại trung bình yếu.( sau nhôm) Dùng chất khử CO, H2, C, Al, KL kiềm, kiềm thổ để khử ion kim loại oxit kim loại nhiệt độ cao o o t H2 + PbO ZnO + C t o o t Fe2O3 + CO Cr2O3 + Al t Phương pháp điện phân: a Khái niệm: Sụ điện phân trình oxi hóa – khử xảy bề mặt điện cực cho dòng điện chiều qua chất điện li nóng chảy dung dịch chất điện li b Các q trình oxi hóa –khử xảy điện cực: ➢ Ở catot ( −) xảy trình khử ( trình nhận electron) Al3+ H2 O không bị đp dd Mn+ + ne → M Mn2+ …Pb2+ H+ Cu2+ , Fe3+, Ag+ , Hg2+ , Pt2+ , Au3+ Thứ tự nhận electron tăng dần 2H+ + 2e → H2 2H2O + 2e → H2 + 2OH− ➢ Ở anot (+): xảy trình oxi hóa ( q trình nhường electron) I− , Br− , Cl− , OH− , H2O , NO3− , CO3 2− , SO42− Khả nhường e tăng 2Cl− → Cl2 + 2e khơng bị oxi hóa 2OH− → ½ O2 + H2O + 2e 2H2O → ½ O2 + 2H+ + 2e c Cơng thức Faraday: tính khối lượng sản phẩm điện cực m= 𝐴𝐼𝑡 𝑛𝐹 với A: khối lượng mol nguyên tử chất thu I: cường độ dòng điện t: thời gian (s) n: số e trao đổi ( nhường nhận) F: Hằng số Faraday = 96500 d Điều chế kim loại : ➢ Điện phân nóng chảy: dùng để điều chế kim loại hoạt động mạnh từ K → Al ❖ Điều chế kim loại IA: điện phân nóng chảy muối clorua hidroxit Thí dụ: 1) điều chế Na cách điện phân nóng chảy NaCl Catot (−) NaCl Anot ( +) Trang Hóa học vơ khối 12 Tơi u Hóa Học – sưu tầm + Na Cl − Na+ + e → Na 2Cl− → Cl2 + 2e đpnc Ptđp : 2NaCl 2Na + Cl2 ↑ 2) điều chế K cách điện phân nóng chảy KOH Catot (−) KOH Anot ( +) + K OH− K+ + e → K 2OH− → ½ O2 + H2O + 2e đpnc Ptđp : KOH K + ½ O2 ↑ + H2O ❖ Điều chế kim loại IIA: điện phân nóng chảy muối clorua Thí dụ: điều chế Mg cách điện phân nóng chảy MgCl2 Catot (−) MgCl2 Anot ( +) 2+ Mg Cl− Mg2+ + 2e → Mg 2Cl− → Cl2 + 2e đpnc Ptđp : MgCl2 Mg + Cl2 ↑ Tổng quát: đpnc đpnc MXn M + n/2 X2 MOH M + ½ O2 + H2O ❖ Điều chế Nhôm: điện phân nóng chảy Al2O3 Catot (−) Al2O3 Anot ( +) 3+ Al O2− Al3+ + 3e → Al 2O2− → O2 + 4e đpnc Ptđp : Al2O3 4Al + 3O2↑ ➢ Điện phân dung dịch: Dùng để điều chế kim loại trung bình yếu (từ Mn → Au) cách điện phân dung dịch muối clorua Thí dụ: điện phân dung dịch CuSO4 để điều chế Cu Catot (−) CuSO4 Anot ( +) 2+ Cu , H2O H2O SO42−, H2O Cu2+ + 2e → Cu H2O → ½ O2 + 2H+ + 2e đpdd Ptđp : CuSO4 + H2O Cu + O2 + H2SO4 điện phân dung dịch PbCl2 để điều chế Pb: Catot (−) PbCl2 Anot ( +) H2 O Ptđp: Tổng kết: Cách chọn phương pháp điều chế kim loại: Kim loại yếu: Thủy luyện, nhiệt luyện, điện phân dung dịch muối Kim loại trung bình: ( từ Mn →Pb): Nhiệt luyện, điện phân dung dịch muối Kim loại mạnh ( trước Mn) : điện phân nóng chảy -oOo ÔN TẬP HỌC KỲ ( TIẾT 34,35) Trang Hóa học vơ khối 12 Tơi yêu Hóa Học – sưu tầm KIỂM TRA HỌC KỲ 1( TIẾT 36) BÀI 21 : ĂN MÒN KIM LOẠI ( TIẾT 37) I KHÁI NIỆM: Sự ăn mòn kim loại phá hủy kim loại hợp kim tác dụng chất môi trường xung quanh.Hậu quả: kim loại bị oxi hóa thành ion dương M → Mn+ + ne II PHÂN LOẠI: Dựa vào chế mơi trường, chia làm loại ăn mịn: • Ăn mịn hóa học , • Ăn mịn điện hóa học Ăn mịn hóa học: q trình oxi hóa – khử, electron kim loai chuyển trực tiếp đến chất môi trường Thí dụ: phậno thiết bị lị đốt, thiết bị thường xuyên tiếp xúc với nước, oxi t to 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 3Fe + 2O2 → Fe3O4 to