Đây là các phần lý thuyết tổng hợp chọn lọc nhất của phần Kim loại lớp 12. Ngoài ra còn có rất nhiều các tài liệu khác từ lớp 8 đến lớp 12 về môn Hoá và các dạng đề thi đại học, các đề thi Học sinh giỏi Hoá Quốc Gia và Quốc Tế. Mời các thầy cô và các bạn học sinh tham khảo
CHUYÊN ĐỀ: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI Lý thuyết: Kim loại hợp kim A KIM LOẠI I Vị trí, cấu tạo Vị trí - Nhóm IA (trừ H), nhóm IIA: kim loại nguyên tố s - Nhóm IIIA (trừ B), phần nhóm IVA, VA, VIA: kim loại nguyên tố p - Các nhóm B (từ IB đến VIIIB): kim loại chuyển tiếp, chúng nguyên tố d Cấu tạo - Cấu tạo nguyên tử kim loại + Hầu hết nguyên tử kim loại có 1, electron lớp ngồi Ví dụ: Na: [Ne]3s1 Mg: [Ne]3s2 Al: [Ne]3s23p1 + Trong chu kì, ngun tử ngun tố kim loại có bán kính nguyên tử lớn điện tích hạt nhân nhỏ so với nguyên tử nguyên tố phi kim - Cấu tạo mạng tinh thể kim loại Có ba kiểu mạng tinh thể kim loại đặc trưng lập phương tâm khối, lập phương tâm diện lục phương - Liên kết kim loại Là liên kết hóa học hình thành lực hút tĩnh điện ion dương kim loại nằm nút mạng tinh thể electron tự di chuyển tồn mạng lưới tinh thể kim loại II Tính chất vật lý kim loại Ở điều kiện thường, kim loại trạng thái rắn (trừ Hg), có tính dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt có ánh kim Tỷ khối, nhiệt độ nóng chảy tính cứng kim loại phụ thuộc vào nhiều yếu tố kiểu mạng tinh thể; mật độ e; khối lượng mol kim loại Kim loại mềm K, Rb, Cs (dùng dao cắt được) cứng Cr (có thể cắt kính) III Tính chất hóa học chung kim loại K, Na,Ba,Ca, Mg, Al, Zn, Fe,Ni,Sn, Pb, (H), Cu,Hg, Ag,Pt,Au Tính chất đặc trưng kim loại TÍNH KHỬ (nguyên tử kim loại dễ bị oxi hóa thành ion dương): M → Mn+ + ne Tác dụng với phi kim Tác dụng với axit - Đối với dung dịch HCl, H2SO4 loãng: M + nH+ → Mn+ + n/2 H2 (M đứng trước hiđro dãy điện cực chuẩn) Ví dụ: Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 - Đối với H2SO4 đặc, HNO3 (axit có tính oxi hóa mạnh): + Kim loại thể nhiều số oxi hóa khác phản ứng với H 2SO4 đặc, HNO3 đạt số oxi hóa cao + Hầu hết kim loại phản ứng với HNO3 H2SO4 đặc (trừ Pt, Au) !!!!!!!!!!!!!! Lưu ý: Fe, Al, Cr bị thụ động hóa H2SO4 HNO3 đặc nguội Khi S+6 H2SO4 bị khử thành S+4 (SO2); S0 S-2 (H2S) Trong HNO3 đặc N+5 bị khử thành N+4 (NO2) Với HNO3 loãng N+5 bị khử thành N+2 (NO); N+1 (N2O); N0 (N2); N-3 (NH4+) Ví dụ: Tác dụng với dung dịch muối - Với Na, K, Ca Ba phản ứng với nước trước sau dung dịch kiềm tạo thành phản ứng với muối - Với kim loại không tan nước, kim loại hoạt động đẩy kim loại hoạt động khỏi dung dịch muối chúng theo quy tắc α Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Tác dụng với dung dịch kiềm Các kim loại mà hiđroxit chúng có tính lưỡng tính Al, Zn, Be, Sn, Pb tác dụng với dung dịch kiềm (đặc) 2Al + 6H2O + 2NaOH → 2Na[Al(OH)4] + 3H2 Tác dụng với oxit kim loại Các kim loại mạnh khử oxit kim loại yếu nhiệt độ cao thành kim loại Ví dụ: Pư nhiệt nhôm Tác dụng với nước - Các kim loại có tính khử mạnh: kim loại nhóm IA IIA (trừ Be, Mg) khử H 2O dễ dàng nhiệt độ thường - Các kim loại có tính khử trung bình khử nước nhiệt độ cao (Fe, Zn,…) Các kim loại lại khơng khử H2O Ví dụ: Na + H2O → NaOH + 1/2 H2 IV Điều chế Nguyên tắc điều chế: Khử ion kim loại thành kim loại Mn+ + ne → M * Một số phương pháp điều chế Phương pháp nhiệt luyện - Nguyên tắc: dùng chất khử CO, C, Al, H2 khử oxit kim loại nhiệt độ cao - Phạm vi sử dụng: thường dùng công nghiệp với kim loại sau Al Ví dụ: PbO + C → Pb + CO Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 Phương pháp thủy luyện - Nguyên tắc: Lấy kim loại mạnh (không tan nước) đẩy kim loại yếu khỏi dung dịch Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu - Phạm vi sử dụng: thường dùng phòng thí nghiệm để điều chế kim loại sau Mg (thường kim loại yếu) 3 Phương pháp điện phân - Điện phân nóng chảy + Nguyên tắc: Dùng dòng điện chiều khử ion kim loại chất điện li nóng chảy (muối halogenua, oxit, hidroxit) + Phạm vi sử dụng: dùng để điều chế tất kim loại thường dùng với kim loại mạnh: K, Na, Mg, Ca, Ba Al - Điện phân dung dịch + Nguyên tắc: Dùng dòng điện chiều khử ion kim loại yếu dung dịch muối + Phạm vi sử dụng: Dùng điều chế kim loại yếu LÝ THUYẾT: DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI I Khái niệm cặp oxi hóa – khử kim loại Cặp oxi hoá – khử kim loại - Dạng oxi hoá dạng khử nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hố – khử kim loại Ví dụ: Cặp oxi hoá – khử Ag+/Ag; Cu2+/Cu; Fe2+/Fe So sánh tính chất cặp oxi hố – khử Ví dụ: So sánh tính chất hai cặp oxi hoá – khử Cu2+/Cu Ag+/Ag Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag Kết luận: Tính khử: Cu > Ag Tính oxi hố: Ag+ > Cu2+ II Pin điện hóa a Cấu tạo Là thiết bị gồm: kim loại, nhúng vào dd muối có chứa cation kim loại đó; dd nối với cầu muối (dd điện li trơ: NH4NO3, KNO3) - Suất điện động pin điện hoá (VD: Zn - Cu) Epin = 1,10V b Giải thích - Điện cực Zn (cực âm) nguồn cung cấp e, Zn bị oxi hoá thành Zn2+ tan vào dung dịch: Zn → Zn2+ + 2e - Điện cực Cu (cực dương) e đến cực Cu, ion Cu 2+ bị khử thành kim loại Cu bám bề mặt đồng Cu2+ + 2e → Cu - Vai trò cầu muối: Trung hòa điện tích dung dịch + Cation NH4+ (hoặc K+) Zn2+ di chuyển sang cốc đựng dung dịch CuSO4 + Ngược lại: anion NO3- SO42- di chuyển sang cốc đựng dung dịch ZnSO4 Sự di chuyển ion làm cho dung dịch muối ln trung hồ điện - Phương trình ion rút gọn biểu diễn q trình oxi hố-khử xảy bề mặt điện cực pin điện hoá: - Trong pin điện hóa: + Cực âm (anot): xảy trình oxi hóa + Cực dương (catot): xảy q trình khử III Thế điện cực chuẩn kim loại Điện cực hiđro chuẩn Trên bề mặt điện cực hiđro xảy cân oxi hóa – khử cặp oxi hóa – khử 2H+/H2 Quy ước rằng: điện cực điện cực hiđro chuẩn 0,00 V nhiệt độ, tức là: Thế điện cực chuẩn kim loại Thế điện cực tiêu chuẩn kim loại cần đoc chấp nhận bằng suất điện động pin tạo điện cực hiđro chuẩn điện cực chuẩn kim loại cần đo Có trường hợp xảy với giá trị điện cực chuẩn: - Thế điện cực chuẩn cặp Mn+/M số dương khả oxi hóa ion M n+ nửa pin Mn+/M mạnh ion H+ nửa pin 2H+/H2 - Thế điện cực chuẩn cặp M n+/M số âm khả oxi hóa ion M n+ nửa pin Mn+/M yếu ion H+ nửa pin 2H+/H2 Ví dụ: Thế điện cực chuẩn cặp kim loại: IV Dãy điện cực chuẩn Dãy điện cực chuẩn kim loại gọi dãy oxi hóa – khử chuẩn kim loại, dãy khử chuẩn kim loại V Ý nghĩa dãy điện cực chuẩn kim loại So sánh tính oxi hóa – khử Trong dung mơi nước, điện cực chuẩn kim loại lớn tính oxi hóa n+ cation M mạnh tính khử kim loại M yếu ngược lại Xác định chiều phản ứng oxi hóa – khử Xác định chiều phản ứng oxi hóa – khử tìm hiểu phản ứng điều kiện tự nhiên có xảy hay không Xác định suất điện động chuẩn pin điện hóa Suất điện động chuẩn pin điện hóa (E 0pin) điện cực chuẩn cực dương trừ điện cực chuẩn cực âm Suất điện động pin điện hóa ln số dương 4 Xác định điện cực chuẩn cặp oxi hóa – khử Ta xác định điện cực chuẩn cặp oxi hóa – khử biết suất điện động chuẩn pin điện hóa (E0pin) điện cực chuẩn cặp oxi hóa – khử lại E0(+) = E0pin + E0(-); E0(-) = E0(+) – E0pin LÝ THUYẾT: SỰ ĐIỆN PHÂN - SỰ ĂN MÒN A SỰ ĐIỆN PHÂN I Sự điện phân - Sự điện phân q trình oxi hóa – khử xảy bề mặt điện cực có dòng điện chiều qua chất điện li nóng chảy dung dịch chất điện li - Khi cation chạy cực âm (catot) anion chạy điện cực dương (anot), xảy phản ứng điện cực (sự phóng điện): + Tại catot xảy trình khử cation (Mn+ + ne → M) + Tại anot xảy q trình oxi hóa anion (Xn- → X + ne) II Sự điện phân chất điện ly Điện phân chất điện li nóng chảy Nguyên tắc: Khử ion kim loại dòng điện cách điện phân nóng chảy hợp chất kim loại Phạm vi áp dụng: Điều chế kim loại hoạt động hoá học mạnh (nhóm IA, IIA Al) K, Na, Ca, Mg, Al Ví dụ 1: Điện phân NaCl nóng chảy biểu diễn sơ đồ: Phương trình điện phân là: 2NaCl → 2Na + Cl2 Điện phân dung dịch chất điện li nước - Điều chế kim loại trung bình, yếu (sau Al) Mn+ + ne → M * Lưu ý: - Nếu điện phân dung dịch mà có ion K +, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+ nước tham gia điện phân 2H2O + 2e → H2 + 2OH- Nếu dung dịch có nhiều cation cation có tính oxi hóa mạnh bị khử trước Ví dụ: Điện phân dung dịch mà catot có chứa ion Na +, Fe2+, Cu2+, Ag+ Zn2+ thứ tự điện phân là: Ag+ + 1e → Ag Cu2+ + 2e → Cu Fe2+ + 2e → Fe Zn2+ + 2e → Zn 2H2O + 2e → H2 + 2OH- Các ion H+ axit dễ bị khử ion H+ nước Quá trình điện phân diễn anot - Tại anot xảy trình oxi hóa anion Xn- → X + ne a Anot trơ (điện cực làm than chì) Gốc axit khơng chứa oxi halogenua X-, sunfua S2- gốc axit tham gia điện phân - Thứ tự anion bị oxi hóa: S2- > I- > Br- > Cl- > RCOO- > OH- > H2O Gốc axit có chứa oxi NO3-, SO42-, PO43-, CO32-, ClO4- … nước tham gia điện phân 2H2O → O2 + 4H+ + 4e b Anot tan: Anot tham gia điện phân ứng dụng để mạ điện * Lưu ý: - Trong điện phân dung dịch nước giữ vai trò quan trọng: + Là môi trường để cation anion di chuyển cực + Có thể tham gia vào trình điện phân: Tại catot (-) H2O bị khử: 2H2O + 2e → H2 + 2OHTại anot (+) H2O bị oxi hóa: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e - Về chất nước nguyên chất không bị điện phân điện lớn (I = 0) Do muốn điện phân nước cần hoà thêm chất điện li mạnh như: muối tan, axit mạnh, bazơ mạnh * Định luật Faraday Khối lượng chất giải phóng điện cực tỉ lệ với điện lượng qua dung dịch đương lượng chất Trong đó: - m: khối lượng chất giải phóng điện cực (gam) - A: khối lượng mol nguyên tử chất thu điện cực - n: số electron mà nguyên tử ion cho nhận - I: cường độ dòng điện (A) - t: thời gian điện phân (s) - F: số Faraday (F = 96500 Culong/mol) B SỰ ĂN MỊN I Khái niệm ăn mòn - Ăn mòn kim loại phá hủy kim loại hợp kim tác dụng môi trường xung quanh II Phân loại - Ăn mòn kim loại gồm ăn mòn hóa học ăn mòn điện hóa Ăn mòn hóa học a Ngun nhân: kim loại có phản ứng hóa học trực tiếp với chất môi trường xung quanh b Điều kiện: kim loại đặt mơi trường có chứa chất oxi hóa mà kim loại tham gia phản ứng thường chất khí, nước, dung dịch axit c Bản chất: phản ứng oxi hóa - khử kim loại đóng vai trò chất khử Electron chuyển trực tiếp từ kim loại vào môi trường Ăn mòn điện hóa a Khái niệm - Ăn mòn điện hóa phá hủy kim loại hợp kim tiếp xúc với dung dịch chất điện li tạo nên dòng điện b Điều kiện xảy ăn mòn điện hóa + Có điện cực khác chất (kim loại + kim loại; kim loại + phi kim; kim loại + hợp chất) + điện cực phải tiếp xúc điện với + điện cực tiếp xúc với dung dịch chất điện li (khơng khí ẩm) c Ăn mòn điện hóa học hợp kim sắt (gang, thép) khơng khí ẩm Sự ăn mòn điện hóa học hợp kim sắt (gang, thép) khơng khí ẩm có ảnh hưởng đặc biệt nghiêm trọng kinh tế quốc gia - Ở cực âm xảy oxi hóa: Fe → Fe2+ + 2e - Ở cực dương xảy khử: O2 + 2H2O + 4e → 4OHIon Fe2+ tan vào dung dịch chất điện li có hòa tan oxi Tại đây, ion Fe 2+ tiếp tục bị oxi hóa tác dụng ion OH- tạo gỉ sắt có thành phần chủ yếu Fe2O3.nH2O III Chống ăn mòn kim loại Để bảo vệ kim loại khỏi ăn mòn sử dụng phương pháp sau: Phương pháp bảo vệ bề mặt - Cách li kim loại với môi trường: sơn, mạ, tráng, nhúng nhựa - Dùng chất kìm hãm - Tăng khả chịu đựng: hợp kim chống gỉ Phương pháp điện hóa: dùng kim loại mạnh kim loại cực âm không tác dụng với nước gắn vào vật bị ăn mòn phần chìm dung dịch điện li (anot hi sinh) Ví dụ: Để bảo vệ vỏ tàu biển thép, người ta gắn Zn vào phía ngồi vỏ tàu phần chìm nước biển (nước biển dung dịch chất điện li) Phần vỏ tàu thép cực dương, Zn cực âm - Ở anot (cực âm): Zn bị oxi hóa Zn → Zn2+ + 2e - Ở catot (cực dương): O2 bị khử 2H2O + O2 + 4e → 4OHKết vỏ tàu bảo vệ, Zn vật hi sinh, bị ăn mòn Nhưng tốc độ ăn mòn điện hóa kẽm điều kiện tương đối nhỏ vỏ tàu bảo vệ thời gian dài Sau thời gian định, người ta thay Zn bị ăn mòn Zn khác !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! So sánh ăn mòn hóa học ăn mòn điện hóa - Giống nhau: Bản chất q trình để phản ứng oxi hóa – khử - Khác nhau: + Trong ăn mòn hóa học khơng hình thành dòng điện + Trong ăn mòn điện hóa hình thành dòng electron: electron di chuyển thành dòng từ cực âm sang cực dương tạo pin điện hóa) ... chất (kim loại + kim loại; kim loại + phi kim; kim loại + hợp chất) + điện cực phải tiếp xúc điện với + điện cực tiếp xúc với dung dịch chất điện li (khơng khí ẩm) c Ăn mòn điện hóa học hợp kim. .. Ví dụ: Thế điện cực chuẩn cặp kim loại: IV Dãy điện cực chuẩn Dãy điện cực chuẩn kim loại gọi dãy oxi hóa – khử chuẩn kim loại, dãy khử chuẩn kim loại V Ý nghĩa dãy điện cực chuẩn kim loại So... định suất điện động chuẩn pin điện hóa Suất điện động chuẩn pin điện hóa (E 0pin) điện cực chuẩn cực dương trừ điện cực chuẩn cực âm Suất điện động pin điện hóa ln số dương 4 Xác định điện cực