Tớnh chất hoỏ học Nguyờn tử kim loại cú thế ion hoỏ nhỏ, cỏc electron hoỏ trị dễ bứt ra khỏi nguyờn tử nờn kim loại luụn cú tớnh khử:
R → Rn+ + ne 1. Tỏc dụng với phi
kim
– Tỏc dụng với oxi tạo oxit kim loại Al + O2→ Al2O3
– Tỏc dụng với cỏc phi kim khỏc tạo muối Fe + Cl2→ FeCl3
Zn + S → ZnS
2. Tỏc dụng với axit a. Đối với dung dịch HCl, H2SO4 loóng
Kim loại hoạt động (trớc H) cú khả năng khử ion H+ trong dung dịch HCl, H2SO4 loóng thành H2 Fe + H2SO4loóng→ FeSO4 + H2
Fe + 2H+→ Fe2+ + H2
Hocmai.vn – Ngụi trường chung của học trũ Việt Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12 - Trang | 35 - hoỏ trị thấp
b. Đối với dung dịch H2SO4đặc, HNO3
Đa số kim loại (trừ Au, Pt) khửđợc N+5 trong HNO3 và S+6 trong H2SO4đặc, kim loại đa húa trị luụn bị oxi hoỏ lờn mức oxi hoỏ cao.
– H2SO4đặc:
2R + 2nH2SO4đặc → R2(SO4)n + nSO2 + 2nH2O R hoạt động mạnh cũn cú thể cho S; H2S
– HNO3đặc:
R + 2nHNO3 đặc → R(NO3)n + nNO2 + nH2O – HNO3 loóng:
3R + 4nHNO3→ 3R(NO3)n + nNO + 2nH2O R hoạt động mạnh cũn cú thể cho N2, N2O, NH4NO3
c. Một số kim loại nh Al, Fe, Ni, Cr thụđộng hoỏ trong H2SO4đặc nguội, HNO3đặc nguội
3. Tỏc dụng với dung dịch muối
Kim loại cú tớnh khử mạnh hơn khử ion của kim loại yếu hơn thành kim loại tự do
Fe + CuSO4→ FeSO4 + Cu Fe0 + Cu2+→ Fe2+ + Cu0
– Kim loại đa hoỏ trị khi phản ứng với dung dịch muối đạt hoỏ trị thấp.
4. Tỏc dụng với nớc – Những kim loại cú tớnh khử mạnh (Na, K, Ca...) khửđ- ợc nớc ngay ở nhiệt độ thờng
2R + 2H2O → 2R(OH)n + nH2
Vỡ thế khi cỏc kim loại này tỏc dụng với dung dịch muối, ban đầu xảy ra phản ứng của kim loại với H2O, hiđroxit tạo thành mới tỏc dụng với muối.
Vớ dụ: Cho Na kim loại vào dung dịch CuSO4, xảy ra cỏc phản ứng:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ 2NaOH + CuSO4→ Na2SO4 + Cu(OH)2↓
– Một số kim loại cú tớnh khử yếu hơn cỏc kim loại trờn nh Fe, Zn... khửđợc H2O ở nhiệt độ cao thành cỏc oxit 3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2
– Kim loại cú tớnh khử yếu nh Cu, Ag... khụng khửđợc H2O kể cả nhiệt độ cao
Hocmai.vn – Ngụi trường chung của học trũ Việt Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12 - Trang | 36 - IV. THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI – DÃY ĐIỆN HOÁ KIM LOẠI
1. Cặp oxi hoỏ-khử kim loại – Pin điện hoỏ
a. Cặp oxi hoỏ - khử kim loại
R → Rn+ + ne Chất khử Chất oxi hoỏ
Chất oxi hoỏ và chất khử của cựng một nguyờn tố kim loại tạo nờn một cặp oxi hoỏ - khử . Vớ dụ : Fe2+/Fe; Mg2+/Mg.
b. Pin điện hoỏ
Vớ dụ: Pin điện hoỏ Zn–Cu – Sơ đồ pin điện hoỏ:
4
ZnSO CuSO4
– Cỏc quỏ trỡnh xảy ra trờn bề mặt cỏc điện cực : +) Điện cực Zn (cực õm): xảy ra quỏ trỡnh oxi hoỏ Zn Zn → Zn2+ + 2e
Tan dần Di chuyển vào dung dịch Di chuyển sang lỏ đồng +) Điện cực Cu (cực dương): xảy ra quỏ trỡnh khử Cu2+ Cu2+ + 2e → Cu
Trong dung dịch CuSO4 Từ cực Zn chuyển đến qua dõy dẫn bỏm trờn lỏ đồng. – Phản ứng oxi hoỏ khử xảy ra trong pin điện hoỏ:
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu Nhận xột:
– Electron đợc chuyển từ lỏ Zn tới lỏ Cu qua dõy dẫn đó sinh ra dũng điện một chiều, suất điện động của pin đợc đo bằng vụn kế.
– Trong pin điện hoỏ Zn – Cu đó xảy ra phản ứng giữa cỏc cặp oxi hoỏ khử Zn2+/Zn và Cu2+/Cu. Trong đú Zn khử mạnh hơn Cu đó khử Cu2+ thành kim loại, ion Cu2+ oxi hoỏ mạnh hơn Zn2+ đó oxi hoỏ Zn thành Zn2+. Nh vậy chiều phản ứng oxi hoỏ khử xảy ra trong pin điện hoỏ là:
Chất khử mạnh + chất oxi hoỏ mạnh → Chất khử yếu + chất oxi húa yếu (quy tắc α)
Hocmai.vn – Ngụi trường chung của học trũ Việt Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12 - Trang | 37 - 2. Thế điện cực chuẩn– Suất điện động của pin điện hoỏ
a. Thế điện cực chuẩn
– Thế điện cực hiđro chuẩn: là cặp oxi hoỏ khử 2H+/H2 đợc cấu tạo gồm một điện cực Pt cú phủ bột Pt (hấp thụ khớ H2 cú ỏp suất 1 atm) nhỳng vào dung dịch axit cú nồng độ ion H+ là 1M.
– Theo quy ớc, thế điện cực chuẩn của cặp oxi hoỏ khử 2H+/H2 là 0,00V. Viết là : E0(2H+/H2) = 0,00V – Thế điện cực chuẩn của kim loại: thế điện cực chuẩn của kim loại đợc đo bằng vụn – kế của pin điện hoỏ gồm điện cực chuẩn của kim loại cần xỏc định (kim loại nhỳng trong dung dịch ion của kim loại đú với nồng độ 1M) ở bờn phải, điện cực hiđro chuẩn ở bờn trỏi.
– Thế điện cực chuẩn của kim loại cú giỏ trị õm thỡ phản ứng oxi hoỏ khử xảy ra trong pin điện húa sẽ là: 2R + 2nH+ → 2Rn+ + n H2
Cực õm Cực dương
Thế điện cực càng nhỏ thỡ kim loại cú tớnh khử càng mạnh
– Thế điện cực chuẩn của kim loại cú giỏ trị dương thỡ phản ứng oxi hoỏ khử xảy ra trong pin điện húa sẽ là:
2 Rn+ + n H2 →2R + 2nH+
Cực õm Cực dương
Thế điện cực càng lớn thỡ ion kim loại cú tớnh oxi hoỏ càng mạnh.
b. Suất điện động của pin điện húa: E0pđh (V)
Suất điện động chuẩn của pin điện hoỏ (E0pđh) bằng thế điện cực chuẩn của cực dương trừ đi thế điện cực chuẩn của cực õm.
Vớ dụ : Pin điện hoỏ Zn – Cu cú điện cực dương là Cu, điện cực õm là Zn. E0(Cu2+ /Cu) = 0,34 V; E0(Zn2+ /Zn) = –0,76 V
E0pđh Zn–Cu = E0(Cu2+ /Cu) – E0(Zn2+ /Zn) = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V
Suất điện động của pin điện hoỏ luụn là số dương. 3. Dóy thế điện hoỏ kim loại
– Dóy thế điện hoỏ kim loại: Khi sắp xếp cỏc cặp oxi hoỏ khử theo chiều tăng dần thế điện cực chuẩn của cỏc kim loại ta đợc dóy thế điện cực chuẩn (Dóy thế điện hoỏ kim loại). Theo cỏch sắp xếp đú thỡ tớnh khử của kim loại sẽ giảm dần, tớnh oxi hoỏ của ion kim loại sẽ tăng dần
– Chiều của phản ứng oxi hoỏ khử: Nếu cú E0(An+ /A) < E0(Bm+ /B) thỡ phản ứng oxi hoỏ khử sẽ xảy ra theo chiều: (quy tắc α)
mA + nBm+ → mAn+ + nB
Chất khử mạnh + chất oxi hoỏ mạnh Chất khử yếu + chất oxi húa yếu Vớ dụ: E0(Pb2+ /Pb) = – 0,13 V; E0(Zn2+ /Zn) = – 0,76 V
Phản ứng hoỏ học xảy ra theo chiều:
Hocmai.vn – Ngụi trường chung của học trũ Việt Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12 - Trang | 38 -
Chỳ ý: Khi kim loại phản ứng hoỏ học với cỏc dung dịch cần đặc biệt chỳ ý tới dóy thế điện hoỏ để xỏc định đỳng cỏc phản ứng oxi hoỏ khử xảy ra.
Kim loại cú thế điện cực chuẩn nhỏ hơn 0 tỏc dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loóng và cỏc axit tương tự, bản chất là:
2R + 2nH+ → 2Rn+ + H2
Kim loại tỏc dụng với dung dịch muối : nếu cú đồng thời nhiều chất khử hoặc đồng thời cú nhiều chất oxi hoỏ (E0(An+ /A) < E0(Bm+ /B)< E0(Ck+ /C)) thứ tự của phản ứng oxi hoỏ khử sẽ là:
kA + nC k+ → kAn+ + nC
Chất khử mạnh nhất + chất oxi hoỏ mạnh nhất Chất khử yếu + chất oxi húa yếu