KIẾN THỨC LÝ THUYẾT ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI

CHUYÊN ĐỀ 1: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI A KIẾN THỨC LÝ THUYẾT I VỊ TRÍ, CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI Vị trí kim loại bảng tuần hồn Trong hóa học, kim loại ngun tố tạo điện tích dương (cation) có liên kết kim loại, người ta cho tương tự cation đám mây điện tử Các kim loại ba nhóm nguyên tố phân biệt độ ion hóa thuộc tính liên kết chúng, với kim phi kim Trong bảng tuần hoàn nguyên tố, đường chéo vẽ từ bo (B) tới poloni (Po) chia tách kim loại với phi kim Các nguyên tố đường kim, đơi cịn gọi bán kim loại; nguyên tố bên trái đường kim loại; nguyên tố góc bên phải đường phi kim Các kim loại nguyên tố: - Họ s: nhóm IA (trừ H) nhóm IIA - Họ p: nhóm IIIA (trừ B), phần nhóm IVA, VA, VIA - Họ d: nhóm IB đến VIIIB - Họ f: họ lantan actini (chúng xếp thành hàng cuối bảng) Các phi kim phổ biến kim loại tự nhiên, kim loại chiếm phần lớn vị trí bảng tuần hồn, khoảng 80 % nguyên tố kim loại Một số kim loại biết đến nhiều nhôm, đồng, vàng, sắt, chì, bạc, titan, urani kẽm Cấu tạo kim loại: a Cấu tạo nguyên tử kim loại - Tất kim loại đặc trưng khả dễ cho electron hóa trị để trở thành ion dương - Đa số nguyên tử kim loại có một, hai ba electron lớp - Đại lượng ion hóa dùng để đo “tính kim loại” mạnh hay yếu nguyên tố: ion nhỏ, electron dễ bứt khỏi nguyên tử, tính chất kim loại nguyên tố thể mạnh Thế ion hoá thứ lượng bứt electron thứ khỏi nguyên tử b Cấu tạo mạng kim loại Kim loại tồn dạng tinh thể phổ biến: Trang - Mạng lập phương tâm khối có ion dương (ion kim loại) nằm đỉnh tâm hình lập phương Ví dụ: Các kim loại kiềm, Cr, Fe - Mạng lập phương tâm diện có ion dương (ion kim loại) nằm đỉnh mặt hình lập phương Ví dụ: Cu, Al, Pb - Mạng lăng trụ lục giác (lục phương) có ion dương (ion kim loại) đỉnh, mặt đáy đáy hình lăng trụ Ví dụ: Các kim loại nhóm II (Be, Mg, Ca, ) Trong tinh thể kim loại, ion dương nguyên tử kim loại nằm nút mạng tinh thể Các electron hóa trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử chuyển động tự mạng tinh thể � Liên kết kim loại liên kết hình thành electron tự gắn ion dương kim loại với II TÍNH CHẤT VẬT LÍ Tính chất chung a Tính dẻo - Kim loại bị biến dạng tác dụng lực học đủ mạnh lên miếng kim loại: kim loại có khả dễ rèn, dễ dát mỏng dễ kéo sợi - Giải thích: Khi có tác động học cation kim loại mạng tinh thể trượt lên nhau, không tách rời nhờ sức hút tĩnh điện e tự với cation kim loại - Những kim loại có tính dẻo cao là: Au, Ag, Al, Cu, Sn b Tính dẫn điện - Kim loại có khả dẫn điện được, nhiệt độ kim loại cao tính dẫn điện kim loại giảm - Giải thích:  Khi nối với nguồn điện, e tự chuyển động hỗn loạn trở lên chuyển động thành dòng kim loại  Khi tăng nhiệt độ, dao động cation kim loại tăng lên, làm cản trở chuyển động dòng e tự kim loại - Kim loại khác có tính dẫn điện khác chủ yếu mật độ e tự chúng không giống Kim loại dẫn điện tốt Ag (49), Cu (46), Au (35,5), Al (26)… c Tính dẫn nhiệt - Kim loại có khả dẫn nhiệt - Giải thích: Những e tự vùng nhiệt độ cao có động lớn hơn, chúng chuyển động đến vùng có nhiệt độ thấp kim loại truyền lượng cho ion dương - Tính dẫn nhiệt kim loại giảm dần theo thứ tự: Ag, Cu, Al, Fe… d Ánh kim - Vẻ sáng kim loại gọi ánh kim Hầu hết kim loại có ánh kim - Giải thích: e tự có khả phản xạ tốt tia sáng có bước sóng mà mắt ta nhận Tóm lại: Những tính chất vật lí chung kim loại chủ yếu e tự kim loại gây Tính chất riêng  Khối lượng riêng: Trang - Kim loại khác có khối lượng riêng khác rõ rệt (nhẹ Li (D = 0,5), nặng (Os có D = 22,6) - Quy ước:  Kim loại nhẹ có D < 5g/ cm3 (Na, K, Mg, Al…)  Kim loại nặng có D > 5g/ cm3 (Fe, Zn, Pb, Cu, Ag, Hg…)  Nhiệt độ nóng chảy: C ), cao W ( - Kim loại khác có nhiệt độ nóng khác nhau, thấp Hg ( 39� 3410� C ) - Quy ước:  Kim loại có nhiệt độ nóng chảy 1500� C kim loại khó nóng chảy  Tính cứng: - Những kim loại khác có tính cứng khác - Quy ước kim cương có độ cứng 10 thì: Cr 9, W 7, Fe 4,5, Cu Al 3,… Kim loại có độ cứng thấp kim loại thuộc nhóm IA, ví dụ Cs có độ cứng 0,2 Các tính chất: 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… kim loại II TÍNH CHẤT HĨA HỌC CHUNG Vì kim loại có e hóa trị ít, bán kính nguyên tử lớn, độ âm điện thấp, lượng ion hóa ngun tử thấp nên tính chất hóa học đặc trưng kim loại tính khử (dễ bị oxi hóa): M � M n   ne Tác dụng với phi kim Hầu hết kim loại tác dụng với phi kim trừ Au, Ag, Pt t� - Tác dụng với oxi: 4M + nO2 �� � 2M O n t� Ví dụ: 4Al + 3O2 �� � 2Al2O3 Chú ý: Fe bị oxi hóa oxi cho nhiều oxit khác t� 3Fe + 2O2 �� � Fe3O4 t� 2Fe + O2 �� � 2FeO t� 4Fe + 3O2 �� � 2Fe2O3 t� - Tác dụng với halogen (X2): 2M + nX2 �� � 2MX n t� Ví dụ: 2Fe + 3Cl2 �� � FeCl3 t� Cu + Cl2 �� � CuCl2 t� - Tác dụng với lưu huỳnh: 2M + nS �� � M 2Sn t� Ví dụ: Fe + S �� � FeS Hg + S → HgS Tác dụng với axit a Axit có tính oxi hóa ion hidro (HCl, H2SO4 lỗng) 2M + 2nH  → 2Mg n  + nH2 ↑ Ví dụ: Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 ↑ Fe + HCl → FeCl2 + H2 ↑ Chú ý: Các kim loại đứng sau hidro dãy điện hóa khơng có phản ứng b Axit có tính oxi hóa khơng phải ngun tử hidro (HNO3, H2SO4 đặc) Hầu hết kim loại tác dụng (trừ Au Pt), khơng giải phóng hidro mà tạo sản phẩm N hay S: Trang - Với axit HNO3 Sơ đồ: M + HNO3 → M  NO3  n � NO  kh�ng m� u h� a n� u kh� ng kh�  � NO2  kh� m� un� u � +� + H2O N2 � � NH4 � Chú ý: + Nếu HNO3 đặc giải phóng NO2 + Nếu HNO3lỗng kim loại đứng sau H tạo NO; kim loại đứng trước H tạo NO (N 2O,  N2, NH ) + Nếu kim loại có nhiều hóa trị tạo hóa trị tối đa - Với axit H2SO4 đặc S � � i tr� ng th� i) + H2O Sơ đồ: M + H2SO4 → M  SO  n + �H2S (m� � SO2 (m� i h� c) � Chú ý: Al, Fe, Cr: thụ động (không tác dụng) với axit HNO3, H2SO4 đặc, nguội Tác dụng với nước - Ở nhiệt độ thường có kim loại kiềm (Li, Na, K, Rb, Cs) kim loại kiềm thổ (Ca, Sr, Ba) tác dụng với nước tạo dung dịch kiềm khí H2 2M + 2aH2O → 2M  OH  a + aH2 ↑ Ví dụ: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 ↑ Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 ↑ - Một số kim loại có tính khử trung bình khử nước nhiệt độ cao Zn, Fe… tạo oxit hidro - Các kim loại có tính khử yếu Cu, Ag, Hg… không khử H2O dù nhiệt độ - Một số kim loại có hidroxit lưỡng tính tác dụng với H 2O mơi trường kiềm như: Al, Zn, Be, Sn, Cr Ví dụ: Al + H2O + NaOH → NaAlO2 + H2 ↑ Zn + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2 ↑ Tác dụng với dung dịch muối a Với kim loại trung bình yếu (khơng tác dụng với H2O nhiệt độ thường) khử ion kim loại hoạt động dung dịch muối thành kim loại tự Ví dụ: Zn + CuCl2 → ZnCl2 + Cu 2Al + 3CuCl2 → 2AlCl3 + 3Cu b Với kim loại mạnh (tác dụng H2O nhiệt độ thường) xảy qua giai đoạn: - Giai đoạn 1: kim loại tác dụng với nước tạo dung dịch kiềm hidro - Giai đoạn 2: dung dịch kiềm tác dụng với muối (nếu thỏa mãn điều kiện xảy ra) Ví dụ: Khi cho Na vào lượng dư dung dịch CuCl2 Na + H2O → NaOH + H2 ↑ (Giai đoạn 1) 2NaOH + CuCl2 → Cu(OH)2 ↓ + 2NaCl (Giai đoạn 2) Hay 2Na + 2H2O + CuCl2 → Cu(OH)2 ↓ + 2NaCl + H2 ↑ IV HỢP KIM Trang Định nghĩa Hợp kim chất rắn thu sau nung nóng chảy hỗn hợp nhiều kim loại khác nhau, hỗn hợp kim loại phi kim loại Cấu tạo hợp kim - Tinh thể hỗn hợp: gồm tinh thể đơn chất hỗn hợp ban đầu nóng chảy tan vào Ví dụ: Hợp kim Ag = Au - Tinh thể hợp chất hóa học: tinh thể hợp chất hóa học tạo nung nóng chảy đơn chất hỗn hợp Ví dụ: Hợp kim Al – C tạo hợp chất Al4C3, Fe – C tạo hợp chất Fe3C… Các hợp kim thường cứng, giịn đơn chất ban đầu, tính dẫn nhiệt, dẫn điện đơn chất ban đầu V DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI Khái niệm  Dãy điện hóa kim loại Là dãy cặp oxi hóa khử xếp theo chiều tăng tính chất oxi hóa ion kim loại chiều giảm tính chất khử kim loại Tính chất oxi hóa ion kim loại tăng Tính chất khử kim loại giảm  Cặp oxi hóa – khử kim loại Dạng oxi hóa dạng khử nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa – khử: Dạng oxi hóa / dạng khử 3 2 Ag 2 Ví dụ: Cu Cu ; Fe 2 ; Ag Fe  Pin điện hóa: Là thiết bị gồm kim loại nhúng dung dịch muối nối cầu muối Ví dụ: Lá Zn nhúng ZnSO 4, Cu nhúng CuSO 4, dung dịch nối với qua cầu muối: Lá Zn bị ăn mịn Zn bị oxi hóa; Zn → Zn 2 + 2e Các e di chuyển qua Cu thông qua dây dẫn (làm kim vôn kế bị lệch) Trang Trong dung dịch CuSO4 ion Cu 2 di chuyển đến Cu, chúng bị khử thành Cu, bám lên Cu Cu 2 + 2e → Cu Ion Cu 2 dung dịch bị giảm dần nồng độ  Vai trị cầu muối: trung hịa điện tích dung dịch: ion dương NH K  Zn 2 di  2 chuyển qua cầu muối đến cốc đựng dung dịch CuSO Ngược lại ion âm NO3 , SO4 di chuyển qua cầu muối đến cốc đựng dung dịch ZnSO4 Zn đóng vai trị điện cực âm (anot) nơi xảy oxi hóa Cu đóng vai trị điện cực dương (catot) nơi xảy khử  Thế điện cực: Sự xuất dòng điện từ cực đồng sang cực kẽm chứng tỏ có chênh lệch điện điện cực kẽm đồng tức điện cực xuất điện cực định  Suất điện động: Hiệu điện cực dương ( E    ) với điện cực âm ( E    ) gọi suất điện động pin điện hóa: Epin  E    E   0 Ví dụ: E pin  E Cu 2 /Cu  E Zn 2 / Zn  Điện cực hidro chuẩn: Tấm platin (Pt) nhúng dung dịch axit có nồng độ ion H  1M Bề mặt hấp thụ khí hidro áp suất 1atm E 2H  /H = 0,00 V  Thế điện cực chuẩn kim loại: - Điện cực kim loại mà nồng độ ion kim loại dung dịch 1M gọi điện cực chuẩn - Thế điện cực chuẩn kim loại cần đo chấp nhận sức điện động pin tạo điện cực hidro chuẩn điện cực chuẩn kim loại cần đo Ý nghĩa dãy điện cực chuẩn kim loại  So sánh tính oxi hóa – khử: Trong dung dịch nước điện cực chuẩn kim loại E M n  / M lớn tính oxi hóa cation M n  tính khử kim loại M yếu (ngược lại)  Xác định chiều phản ứng oxi hóa – khử: Cation kim loại cặp oxi hóa – khử điện cực chuẩn lớn oxi hóa kim loại cặp điện cực chuẩn nhỏ - Dựa vào điện cực chuẩn kim loại để xếp nhỏ bên trái, lớn bên phải - Viết phương trình phản ứng theo quy tắc anpha (α) Kim loại cặp oxi hóa – khử điện cực chuẩn âm khử ion H  dung dịch axit  Xác định suất điện động chuẩn pin điện hóa: Epin  E    E   Suất điện động pin điện hóa ln số dương  Xác định điện cực chuẩn cặp oxi hóa – khử: Dựa vào E pin  E     E   Một số công thức liên quan đến E : + Suất điện động pin có liên quan đến lượng Gip ΔG (còn gọi entanpi tự do) phản ứng: G   nFE điều kiện chuẩn G   nFE Trong đó: - E E sức điện động (V) pin điều kiện chuẩn điều kiện khác với điều kiện chuẩn Trang - F số faraday - G , ΔG biến thiên lượng Gip (J) điều kiện chuẩn điều kiện - n số e tối thiểu trao đổi phản ứng oxi hóa-khử �� � Kh + Phương trình Nerst: Ox + ne �� � Phương trình điện cực là: E  E   Ox  0, 059 �1g n  Kh  VI ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI Nguyên tắc Khử ion kim loại thành kim loại: M n   ne � M Phương pháp: Có phương pháp  Phương pháp thủy luyện: Dùng kim loại mạnh khử (không tác dụng với H2O t�thường) kim loại yếu khỏi muối Ví dụ: Zn + CuCl2 → ZnCl2 + Cu Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag � Phương pháp dùng để điều chế kim loại có tính khử yếu  Phương pháp nhiệt luyện: Dùng chất khử (CO, H2, C, Al) để khử ion kim loại oxit Ví dụ: CO + CuO → Cu + CO2 H2 + CuO → Cu + H2O 3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2 � Phương pháp dùng để điều chế kim loại hoạt động trung bình yếu (sau nhơm)  Phương pháp điện phân: Dùng dòng điện chiều catot (cực âm) để khử ion kim loại: - Điện phân dung dịch nóng chảy: Dùng để điều chế kim loại từ Al trở trước điện phân nóng chảy Ví dụ: 2NaCl 2Na + Cl2 - Điện phân dung dịch (trong nước): dùng để điều chế kim loại sau Al Ví dụ: Điện phân dung dịch CuCl2 điện phân dung dịch CuCl2 Cu + Cl2 ↑ VII SỰ ĐIỆN PHÂN Khái niệm Là trình oxi hóa – khử xảy bề mặt điện cực có dịng điện chiều qua chất điện li nóng chảy dung dịch chất điện li Sự điện phân chất điện li  Điện phân chất điện li nóng chảy: - Chất điện li nóng chảy phân li thành ion Cation chuyển catot, anion chuyển anot - Tại catot: cation kim loại nhận e thành kim loại - Tại anot: anion nhường e thành phi kim  Điện phân dung dịch chất điện li nước: - Ở catot thứ tự điện phân: Ag  , Fe3 , Cu 2 , H  (của axit), Pb 2 ,… Fe 2 , Zn 2 , H  (của nước) - Ở anot thứ tự điện phân: S2 , I  , Br  , Cl , OH  Trang - Khác với phản ứng oxi hóa khử thơng thường, phản ứng điện phân tác dụng điện chất môi trường điện phân không trực tiếp cho e mà phải truyền qua dây dẫn Định luật Faraday A Q A It It m �  � nA  n F n 96500 n.96500 Trong đó: - m: số gam dạng sản phẩm sinh điện cực - n: số electron trao đổi - Q = It: điện lượng qua dung dịch với cường độ dịng điện I, thời gian t có đơn vị Coulomb; I (A); t (giây) C - F: số Faraday; 1F = 96487 C �9650� A : gọi đương lượng điện hóa, gọi tắt đương lượng, kí hiệu Đ n - n A số mol A Ứng dụng phương pháp điện phân - Điều chế kim loại - Điều chế số phi kim: H2, O2, F2, Cl2 - Điều chế số hợp chất: KMnO4, NaOH, H2O2, nước Giaven… - Tinh chế số kim loại: Cu, Pb, Zn, Fe, Ag, Au… - Mạ điện: Điện phân với anot tan dùng kĩ thuật mạ điện, nhằm bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mòn tạo vẻ đẹp cho vật mạ Trong mạ điện, anot kim loại dùng để mạ như: Cu, Ag, Au, Cr, Ni � catot vật cần mạ Lớp mạ mỏng thường có độ dày từ: 5.105 đến 1.103 cm VIII SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI Định nghĩa Ăn mòn kim loại phá hủy kim loại hợp kim tác dụng chất mơi trường Hậu kim loại bị oxi hóa thành ion kim loại: M � M n   ne Phân loại Có dạng ăn mịn kim loại:  Ăn mịn hóa học - Định nghĩa: phá hủy kim loại kim loại phản ứng hóa học với chất khí nước nhiệt độ cao - Bản chất: q trình oxi hóa – khử, kim loại cho e mơi trường nhận e - Đặc điểm: nhiệt độ cao tốc độ ăn mịn nhanh khơng sinh dịng điện  Ăn mịn điện hóa - Định nghĩa: phá huỷ kim loại kim loại tiếp xúc với mơi trường điện li tạo dịng điện - Điều kiện: + Các điện cực phải khác chất Có thể cặp hai kim loại khác nhau, kim loại - phi kim hay kim loại - hợp chất Kim loại điện cực chuẩn nhỏ cực âm + Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp gián tiếp với qua dây dẫn + Các điện cực tiếp xúc với dung dịch chất điện li - Bản chất: q trình oxi hóa, khử xảy bề mặt điện cực tạo dòng điện - Cơ chế: + Điện cực âm (thường kim loại mạnh hơn) cho e thành ion dương, e di chuyển sang điện cực dương + Điện cực dương: H+, H2O nhận e thành H2, OH+ Ion dương kim loại kết hợp với OH- thành hidroxit, bị phân huỷ thành oxit Trang Ví dụ: Ăn mịn điện hóa học hợp kim sắt (gang, thép) khơng khí ẩm Gang, thép hợp kim Fe – C gồm tinh thể Fe tiếp xúc trực tiếp với tinh thể C (graphit) Khơng khí ẩm có chứa H2O, CO2, O2, tạo lớp dung dịch chất điện li phủ lên bề mặt gang, thép làm xuất vô số pin điện hóa mà Fe cực âm, C cực dương Ở cực âm xảy oxi hóa: Fe → Fe2+ + 2e Ở cực dương xảy khử: 2H+ + 2e → H2 O2 + 2H2O + 4e → 4OH  Tiếp theo: Fe2++ 2OH  → Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + O2(kk) + 2H2O → 4Fe(OH)3 Theo thời gian Fe(OH)3 bị nước tạo gỉ sắt có thành phần chủ yếu Fe2O3.xH2O  So sánh ăn mịn hóa học ăn mịn điện hóa học Phân loại Sự ăn mịn hóa học Sự ăn mịn điện hóa học - Các điện cực phải khác nhau, cặp hai kim loại khác cặp kim loại - phi kim cặp kim loại Điều Thường xảy thiết bị lị hợp chất hóa học (như Fe C) Trong kim loại kiện đốt thiết bị thường điện cực chuẩn nhỏ cực âm xảy xuyên phải tiếp xúc với nước ăn - Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp gián tiếp với khí oxi mịn qua dây dẫn, điện cực phải tiếp xúc với dung dịch chất điện li Cơ chế ăn mòn - Sự ăn mịn điện hóa vật gang (hợp kim Fe - C) (hoặc thép) môi trường khơng khí ẩm có hịa tan khí CO2, SO2, O2 tạo lớp dung dịch điện li phủ bên Thiết bị Fe tiếp xúc với ngồi kim loại nước, khí oxi thường xảy phản - Tinh thể Fe (cực âm), tinh thể C cực dương Ở cực dương: xảy phản ứng khử: ứng: t� 3Fe + 4H2O �� � Fe3O4 + 4H2O t� 3Fe + 2O2 �� � Fe3O4 2H+ + 2e → H2 ; O2 + 2H2O + 4e → 4OH  Ở cực âm: xảy phản ứng oxi hóa: Fe → Fe2+ + 2e Những Fe2+ tan vào dung dịch chứa oxi → Fe3+ cuối tạo gỉ sắt có thành phần Fe2O3.nH2O Bản chất ăn mịn Là q trình oxi hóa - khử, Là ăn mòn kim loại tác dụng dung dịch chất điện electron kim loại li tạo nên dòng điện chuyển trực tiếp đến chất Ăn mịn điện hóa xảy nhanh ăn mịn hóa học mơi trường, ăn mịn xảy chậm Cách chống ăn mòn kim loại a Cách li kim loại với môi trường Theo phương pháp dùng chất bền vững mơi trường để phủ mặt vật làm kim loại Như: - Sơn chống gỉ, vecni - Mạ điện kim loại thiếc, crom, kẽm - Dùng chất hóa học bền vững đối oxit kim loại, photphat kim loại (phương pháp tạo màng) b Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox) c Dùng chất chống ăn mịn (chất kìm hãm) d Phương pháp điện hóa Trang Để bảo vệ kim loại người ta nối kim loại với kim loại khác có tính khử mạnh Trang 10 ... SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI Định nghĩa Ăn mòn kim loại phá hủy kim loại hợp kim tác dụng chất môi trường Hậu kim loại bị oxi hóa thành ion kim loại: M � M n   ne Phân loại Có dạng ăn mịn kim loại:  Ăn... huỷ kim loại kim loại tiếp xúc với môi trường điện li tạo dòng điện - Điều kiện: + Các điện cực phải khác chất Có thể cặp hai kim loại khác nhau, kim loại - phi kim hay kim loại - hợp chất Kim loại. .. nhiệt độ thấp kim loại truyền lượng cho ion dương - Tính dẫn nhiệt kim loại giảm dần theo thứ tự: Ag, Cu, Al, Fe… d Ánh kim - Vẻ sáng kim loại gọi ánh kim Hầu hết kim loại có ánh kim - Giải thích: