6. NHỮNG ĐIỂM MỚI CỦA ĐỀ TÀI
2.3.KỸ THUẬT GIẢI NHANH CÁC DẠNG BÀI TẬP
36
2.3.1 Về chương đại cương kim loại hóa học 12.
2.3.1.1 Tóm tắt lý thuyết
I. VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN
Hơn 80% các nguyên tố hóa học là kim loại. Trong bảng tuần hoàn, kim loại gồm: - Các nguyên tố s thuộc nhóm IA và IIA (trừ H, He).
- Các nguyên tố p thuộc nhóm IIIA (trừ Bo), Sn, Pb (nhóm IVA), Bi (nhóm VA) và Po (nhóm VIA).
- Tất cả các nguyên tố d (thuộc các nhóm B).
- Tất cả các nguyên tố f (thuộc họ Lantan và họ Actini).
→ Kim loại tập trung ở phía dƣới và bên trái của bảng tuần hoàn.
II. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
Tính chất hóa học của các kim loại là tính khử: M → Mn+ + ne
1. Tác dụng với phi kim
a. Với oxi
- Hầu hết các kim loại đều tham gia phản ứng trừ Au, Pt, và Ag → oxit bazơ hoặc oxit lƣỡng tính.
b. Với clo
Các kim loại đều tác dụng với clo khi đun nóng → muối clorua (KL có hóa trị cao).
2M + nCl2 → 2MCln
c. Với các phi kim khác
Các kim loại còn phản ứng đƣợc với nhiều phi kim khác nhƣ Br2, I2, S... 2Al + 3I2 → 2AlI3 (H2O)
Fe + S → FeS (t0)
2. Tác dụng với nƣớc
a. Ở nhiệt độ thường
- Chỉ có kim loại kiềm và kiềm thổ nhƣ Na, K, Ba và Ca phản ứng → kiềm + H2.
37 2M + 2nH2O → 2M(OH)n + nH2 b. Phản ứng ở nhiệt độ cao - Mg và Al có phản ứng phức tạp: Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2 (1000C) Mg + H2O → MgO + H2 (≥ 2000C)
- Mn, Zn, Cr, Fe ở nhiệt độ cao phản ứng với hơi nƣớc → oxit kim loại + H2. 3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 (< 5700C)
Fe + H2O → FeO + H2 (> 5700C)
3. Tác dụng với dung dịch axit
a. Với các dung dịch axit HCl, H2SO4 loãng, H3PO4... (H+)
Chỉ kim loại đứng trƣớc H2 mới có phản ứng → muối (trong đó kim loại chỉ đạt đến hóa trị thấp) + H2.
Fe + H2SO4 loãng → FeSO4 + H2
Chú ý: Na, K, Ba, Ca… khi cho vào dung dịch axit thì phản ứng với H+ trƣớc, nếu dƣ thì phản ứng với H2O. Pb đứng trƣớc nhƣng không tác dụng với HCl và H2SO4 loãng do tạo muối khó tan bám trên mặt cản trở phản ứng.
b. Tác dụng với dung dịch các axit có tính oxi hóa mạnh HNO3, H2SO4 đặc nóng
- Hầu hết các kim loại đều có phản ứng (trừ Au, Pt) tạo ra muối (KL có hóa trị cao nhất) + H2O + sản phẩm đƣợc hình thành từ sự khử S+6 hoặc N+5.
- Al, Fe, Cr thụ động với H2SO4 đặc nguội và HNO3 đặc nguội.
4. Tác dụng với dung dịch muối
- Với Na, K, Ca và Ba phản ứng với nƣớc trƣớc sau đó dung dịch kiềm tạo thành sẽ phản ứng với muối.
- Với các kim loại không tan trong nƣớc, kim loại hoạt động (đứng trƣớc) đẩy đƣợc kim loại kém hoạt động (đứng sau) ra khỏi dung dịch muối của chúng theo quy tắc α.
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Chú ý:
38
Cu + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+ Fe2+ + Ag+ → Ag + Fe3+
5. Phản ứng với dung dịch kiềm
- Các kim loại tan trong nƣớc: Na, K, Ca và Ba tác dụng với nƣớc có trong dung dịch.
- Một số kim loại có hiđroxit tƣơng ứng là chất lƣỡng tính + dung dịch bazơ → muối + H2.
Al + H2O + NaOH → NaAlO2 + 3/2H2
DÃY ĐIỆN HÓA
Là một dãy những cặp oxi hóa khử đƣợc sắp xếp theo chiều tăng tính chất oxi hóa của các ion kim loại và chiều giảm tính chất khử của kim loại.
Tính chất oxi hóa của ion kim loại tăng.
K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ 2H+Cu2+Fe3+ Hg2+Ag+ Pt2+ Au3+ K Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe2+ Hg Ag Pt Au
Tính chất khử của kim loại giảm.
Ý nghĩa:
- Cho phép ta dự đoán đƣợc chiều phản ứng giữa hai cặp oxi hóa khử.
- Chất oxi hóa mạnh nhất sẽ oxi hóa chất khử mạnh nhất, sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn.
ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI 1. Phƣơng pháp nhiệt luyện
- Nguyên tắc: Dùng chất khử CO, C, Al, H2 khử oxit kim loại ở nhiệt độ cao. - Phạm vi sử dụng: Thƣờng dùng trong công nghiệp với kim loại sau Al.
2. Phƣơng pháp thủy luyện
- Nguyên tắc: Dùng dung dịch thích hợp (HCl, HNO3, nƣớc cƣờng toan, CN…) hòa tan nguyên liệu sau đó lấy kim loại mạnh (không tan trong nƣớc) đẩy kim loại yếu khỏi dung dịch của nó.
- Phạm vi sử dụng: Thƣờng dùng trong phòng thí nghiệm để điều chế các kim loại sau Mg (thƣờng là kim loại yếu).
39
3. Phƣơng pháp điện phân
a. Điện phân nóng chảy
- Nguyên tắc: Dùng dòng điện một chiều khử ion kim loại trong chất điện li nóng chảy (muối halogenua, oxit, hidroxit).
- Phạm vi sử dụng: Có thể dùng để điều chế tất cả các kim loại nhƣng thƣờng dùng với kim loại mạnh: K, Na, Mg, Ca, Ba và Al.
b. Điện phân dung dịch
- Nguyên tắc: Dùng dòng điện một chiều khử ion kim loại yếu trong dung dịch muối của nó.
- Phạm vi sử dụng: Dùng điều chế các kim loại yếu.
ĂN MÒN KIM LOẠI
- Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim dƣới tác dụng của môi trƣờng xung quanh.
- Ăn mòn kim loại gồm ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa.
1. Ăn mòn hóa học
- Nguyên nhân: Do kim loại có phản ứng hóa học trực tiếp với các chất ở môi trƣờng xung quanh.
- Điều kiện: Kim loại đƣợc đặt trong môi trƣờng có chứa chất oxi hóa mà kim loại có thể tham gia phản ứng thƣờng là chất khí, hơi nƣớc, dung dịch axit...
- Bản chất: Là phản ứng oxi hóa - khử trong đó kim loại đóng vai trò chất khử. Electron chuyển trực tiếp từ kim loại vào môi trƣờng.
2. Ăn mòn điện hóa
- Ăn mòn điện hóa là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tiếp xúc với dung dịch chất điện li tạo nên dòng điện.
- Điều kiện xảy ra sự ăn mòn điện hóa:
+ Có 2 điện cực khác nhau về bản chất (kim loại + kim loại; kim loại + phi kim; kim loại + hợp chất).
+ 2 điện cực phải đƣợc tiếp xúc điện với nhau.
+ 2 điện cực cùng đƣợc tiếp xúc với dung dịch chất điện li (không khí ẩm). - Cơ chế của quá trình ăn mòn điện hóa:
40
+ Kim loại mạnh đóng vai trò là cực âm (anot).
+ Kim loại yếu hơn hoặc phi kim đóng vai trò cực dƣơng (catot). + Tại cực âm, kim loại mạnh bị ăn mòn (bị oxi hóa).
M → Mn+ + ne
+ Tại cực dƣơng, môi trƣờng bị khử: Môi trƣờng axit:
2H 2e H 2 Môi trƣờng trung tính, bazơ: 2H O 2 O 4e 4OH2
(phản ứng phụ): n
n
M nOH M OH (tạo gỉ)
- Bản chất của ăn mòn điện hóa: Là sự oxi hóa kim loại ở cực âm và sự khử môi trƣờng ở cực dƣơng. Electron đƣợc chuyển từ kim loại mạnh sang kim loại yếu (hoặc phi kim) rồi vào môi trƣờng.
3. Bảo vệ kim loại khỏi sự ăn mòn
Để bảo vệ kim loại khỏi sự ăn mòn có thể sử dụng các phƣơng pháp sau: - Cách li kim loại với môi trƣờng: Sơn, mạ, tráng, nhúng nhựa...
- Dùng chất kìm hãm.
- Tăng khả năng chịu đựng: Hợp kim chống gỉ.
- Phƣơng pháp điện hóa: Dùng kim loại mạnh hơn kim loại ở cực âm không tác dụng với nƣớc gắn vào vật bị ăn mòn phần chìm trong dung dịch điện li (anot hi sinh).
2.3.1.2. Các dạng bài tập trong đề thi tuyển sinh Đại học – Cao đẳng.
1. Bài tập về xác định tên kim loại
Bài tập xác định tên kim loại đƣợc quy về một trong các dạng sau:
1. Cấu hình electron của nguyên tử kim loại → số thứ tự Z → tên kim loại. 2. Tính trực tiếp khối lƣợng mol kim loại M theo công thức:
- Từ khối lƣợng và số mol kim loại → M m n
. - Từ Mhợp chất → M kim loại.
41 - Từ công thức Faraday → . . . n F m M I t
(n - số electron trao đổi ở mỗi điện cực).
3. Lập hàm số M = f(n) trong đó n = 1, 2, 3, 4 (hóa trị của kim loại) → lập bảng → giá trị M thỏa mãn.
4. Với hai kim loại kế tiếp nhau trong một chu kì hoặc trong một phân nhóm → tìm M → tên hai kim loại.
5. Nếu không tìm đƣợc M, có thể tìm khoảng biến thiên a < M< b → tên hai kim loại.
Thí dụ minh họa:
Thí dụ 1: Hòa tan hoàn toàn một kim loại hóa trị III trong 100ml dung dịch H2SO4 0,1 M. Để trung hòa lƣợng axit dƣ phải dùng hết 30ml dung dịch NaOH 1M. Nếu lấy dung dịch thu đƣợc cho tác dụng với dung dịch NH3 dƣ, kết tủa thu đƣợc, đem nung đến khối lƣợng không đổi nhận đƣợc 2,89g chất rắn. Xác định tên kim loại?
A. Fe. B. Al. C. Mg. D. Mn. Hƣớng dẫn giải chậm: 2 4 2 4 3 2 2M3H SO M (SO ) 3H (1) 0,17 3 ←0,085→ 0, 085 3 H2SO4 dƣ + 2NaOH → Na2SO4 + H2O (2) 0,015 ← 0,03 2 4 3 3 2 3 4 2 4 M (SO ) 6NH 6H O2M(OH) 3(NH ) SO 0, 085 3 0,17 3 O t 3 2 3 2 2M(OH) M O 3H O (3) 0,17 3 0,17 6 Hƣớng dẫn giải nhanh: H
n (ban đầu) = 0,2mol 0,03 OH n (mol) 2 HOHH O 0,03←0,03 2H2eH2 (0,2-0,03) (0,2-0,03) 3 MM3e 0,17 3 (0,2-0,03) 2 3 2MM O 0,17 3 0,17 6
42 → M2O3 = 2M + 48 = 2,89.6 0,17 → M = 27 (Al) → Đáp án B. * Giải thích đáp án sai: * Học sinh chọn đáp án C vì hs viết PT mà không cân bằng và 2 4 0,03 H SO n khi tác dụng với M 2 4 2 4 3 2 MH SO M (SO ) H 0,03 0,03 O t 3 2 3 2 M(OH) M O H O 0,03 0,03 → M2O3 = 2M + 48 = 2,89 0, 03 → M = 24 (Mg) → M2O3 = 2M + 48 =2,89.6 0,17 → M = 27 (Al) → Đáp án B.
Thí dụ 2: Nguyên tử của nguyên tố X có tổng số hạt cơ bản (p, n, e) bằng 82 trong đó số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là 22. Kim loại X là
A. Fe. B. Zn. C. Ba. D. K. Hƣớng dẫn: Ta có: 2P + N = 82 2P – N = 22 → 2N = 60 → N = 30 → P = 26 → Đáp án A. * Giải thích đáp án sai:
* Học sinh chọn B vì học sinh nhớ sai rằng P = N = 30 → X là Zn * Học sinh chọn C vì học sinh nhớ sai rằng Z = P + N = 56 (Ba)
Thí dụ 3: Kim loại M tạo đƣợc ion M+ có cấu hình electron Ar. Vậy kim loại M là
A. Cu. B. Ca. C. Cr. D. K.
Hƣớng dẫn:
Ar (Z = 18): 1s22s22p63s23p6 → M: 1s22s22p63s23p64s1 → Đáp án D.
43
* HS chọn B vì: Ar (Z = 19): 1s22s22p63s23p6 4s1 → M: 1s2
2s22p63s23p64s2
* HS chọn A vì: Cu có Z lớn hơn nhiều so với Ar Bài tập:
Câu 1 (Vận dụng cao): Cho H2SO4 loãng dƣ tác dụng với 6,66g hỗn hợp hai kim loại A và B đều có hóa trị II, ngƣời ta thu đƣợc 0,1mol hỗn hợp khí đồng thời lƣợng hỗn hợp giảm 6,5g. Hòa tan phần còn lại bằng H2SO4 đặc, nóng ngƣời ta thấy thoát ra 0,16g khí SO2. A và B là
A. Hg, Zn B. Cu, Zn C. Cu, Ni D. Hg, Mg
Câu 2 (Vận dụng thấp):Hòa tan 0,5g hỗn hợp gồm Fe và kim loại A có hóa trị II vào dung dịch HCl dƣ thu đƣợc 1,12 lít H2 (đktc). Kim loại A là
A. Ca B. Ba C. Zn D. Be
Câu 3 (Hiểu): Cho 2,52g một kim loại tác dụng vừa đủ với dung dịch H2SO4 loãng tạo ra 6,84g muối sunfat. Kim loại đó là
A. Mg B. Fe C. Al D. Zn
HƢỚNG DẪN GIẢI Câu 1:
Khối lƣợng giảm 6,5 < 6,66chỉ có một kim loại tan trong H2SO4 loãng, giả sử đó là kim loại A: A + H2SO4 → ASO4 + H2 2 A H A 6,5 n n 0,1 M 65 0,1
→ phần chất rắn còn lại là kim loại B: 2 2 BB e 6, 66 6,5 2.0,16 B B M M 6 4 2 S 2eS (SO ) 0,0050,0025
Bảo toàn electron B
B 0,32 0,005 M 64 M → Đáp án B.
44 Câu 2: 2 hh hh H 1,12 0,5 n n 0,05 M 10 22, 4 0,05 2 kim loại Fe và Be → Đáp án D. Câu 3:
mmuối = mkim loại + mgốc axit
nkim loại = 0, 09
n M = 28.n → Đáp án B. 2.Bài tập về điện phân
Điện phân dung dịch hỗn hợp
+) Tại catot: Cation có tính oxi hóa càng mạnh sẽ bị khử trƣớc. Thứ tự điện phân:
Ion kim loại yếu > H+ (axit) > Ion kim loại trung bình > H2O
+) Tại anot: Anion có tính khử càng mạnh sẽ bị oxi hóa trƣớc. Thứ tự điện phân: S2- > I- > Br- > Cl- > RCOO- > OH- > H2O
Một số trƣờng hợp thƣờng gặp khi giải bài toán điện phân: +) Chỉ có một cation kim loại bị khử
Viết các quá trình khử (ở catot) và oxi hóa (ở anot). Chú ý kim loại đứng trƣớc hay sau nhôm, anion hay OH- (H2O) bị oxi hóa anot.
Cộng hai nửa phản ứng ở hai điện cực → phƣơng trình điện phân tổng quát.
Sử dụng phƣơng trình điện phân tổng quát nhƣ những phƣơng trình hóa học thông thƣờng để tính số mol các chất khác từ những chất đã biết. Áp dụng công thức Faraday để tính lƣợng đơn chất giải phóng ở mỗi
điện cực, thời gian điện phân và cƣờng độ dòng điện:
. . t . . . x x A I I t m n n F n F Trong đó:
mx: Khối lƣợng các chất thoát ra tại các điện cực (gam). A: khối lƣợng mol của chất X.
45
I: Cƣờng độ dòng điện (Ampe) t: Thời gian điện phân (Giây)
Q = I.t – điện lƣợng
n: Số electron tham gia phản ứng ở điện cực khi giải phóng 1 mol đơn chất X. F: số Faraday phụ thuộc vào đơn vị của t. Nếu:
t – tính bằng giây → F = 96500 t – tính bằng giờ → F = 26,8 +) Nƣớc bị khử hoặc oxi hóa ở điện cực
Quá trình điện phân thƣờng xảy ra gồm nhiều giai đoạn: Giai đoạn 1:
+) Mn+ (đứng sau Al3+ trong dãy điện hóa) bị khử ở catot: Mn+ + ne → M
+) Xm- (S2- ,I- , Cl- , RCOO- ) bị oxi hóa ở anot: 2Cl- → Cl2 + 2e
Giai đoạn 2:
+) Hết Mn+ thì H2O tiếp tục bị khử ở catot(bắt đầu có khí H2 bay ra): 2H2O + 2e → H2 + 2OH-
+) Hết Mm- thì H2O bị oxi hóa ở anot (khi đó có khí O2 bay ra): H2O → ½ O2 + 2H+ +2e
Giai đoạn 3 (có thể có): H2O bị điện phân cho H2 ở catot và O2 ở anot. Khi giải bài tập cần dựa vào số mol của Mn+ ,Xm-..để biết sau mỗi giai đoạn hết ion nào và còn ion nào, từ đó kết luận giai đoạn kế tiếp ion nào sẽ bị điện phân.
+) Điện phân dung dịch chứa 2 ion kim loại
Giả sử tính oxi hóa An+ < Bm+
Giai đoạn 1: Bm+ bị khử trƣớc Bm+ + me → B↓ Giai đoạn 2: Hết Bm+ thì An+ bị khử An+ + ne → A↓ Để biết Bm+
điện phân hết chƣa, ta có thể tính thời gian t’ cần điện phân hết Bm+ và so sánh với thời gian điện phân t cho trong đề bài. Khi đó:
46
- Nếu t’ > t chƣa hết Bm+ và An+ chƣa bị điện phân.
- Nếu t’ < t đã hết Bm+ (xong giai đoạn 1) và đã chuyển sang giai đoạn 2. +) Hiệu suất điện phân (hiệu suất dòng)
Cho biết khả năng sử dụng dòng điện của điện lực trong quá trình điện phân.
H% =
.100%
Thí dụ minh họa:
Thí dụ 1: Điện phân 200ml dung dịch CuSO4 với điện cực trơ và cƣờng độ dòng điện 1A. Kết thúc điện phân khi ở catot bắt đầu có bọt khí thoát ra. Để trung hòa dung dịch sau khi kết thúc điện phân cần dùng 50ml dung dịch NaOH 0,2M. Tính thời gian điện phân và nồng độ mol của dung dịch CuSO4 ban đầu? A. 965 giây ; 0,25M D. 965 giây ; 0,025M B. 695 giây ; 0,025M C. 695 giây ; 0,25M Hƣớng dẫn: Catot: 2 Cu 2e Cu (a) 2H 2e H2 (b) Anot: H2O ½ O2 + 2H + 2e (c)
Khi ở catot bắt đầu có bọt khí (H2) thoát ra, chứng tỏ (a) đã kết thúc nghĩa