Tải bản đầy đủ - 0 (trang)
A. ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI

A. ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI

Tải bản đầy đủ - 0trang

3. Cấu tạo của đơn chất kim loại

Ở trạng thái rắn và nóng chảy, các kim loại tồn tại ở trạng thái tinh thể. Mạng

tinh thể gồm có các ion dương dao động liên tục ở các nút mạng và các electron tự

do chuyển động hỗn loạn giữa các ion dương.

Có 3 dạng tinh thể kim loại chính là lập phương tâm diện, lập phương tâm

khối và lục phương. Trạng thái tinh thể của các kim loại quyết định các tính chất vật

lý chung như dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, tính dẻo và có ánh kim.

4. Liên kết kim loại

Là lực hút tĩnh điện giữa các electron tự do và các ion dương kim loại.

5. Tính chất vật lí chung của kim loại

- Ở điều kiện thường, tất cả các kim loại đều ở thể rắn, trừ Hg ở thể lỏng.

- Kim loại có các tính chất đặc trưng là tính dẻo, có khả năng dẫn điện và

dẫn nhiệt tốt, có ánh kim.

- Khi tăng nhiệt độ, tính dẫn nhiệt và dẫn điện của kim loại giảm. Ngược lại,

khi giảm nhiệt độ tính dẫn nhiệt, dẫn điện tăng. Các kim loại dẫn điện tốt như Cu,

Ag, Au, Al nhưng có kim loại như Ti có độ dẫn điện bằng khoảng



1

độ dẫn điện

300



của Cu. Bề mặt kim loại dẫn điện tốt hơn so với phía bên trong tinh thể, do đó một

sợi dây đồng sẽ dẫn điện kém một bó sợi dây đồng cùng tiết diện.

- Những tính chất vật lí chung của kim loại như trên chủ yếu do các electron

tự do trong kim loại gây ra.

- Một số tính chất vật lí của kim loại như khối lượng riêng, nhiệt độ nóng

chảy, tính cứng phụ thuộc vào độ bền của liên kết kim loại, nguyên tử khối, kiểu

mạng tinh thể,… của kim loại.

6. Tính chất hố học chung của kim loại

Các kim loại thường có khuynh hướng nhường electron hố trị, thể hiện tính

khử:

M  Mn+ + ne

Kim loại M là dạng khử, ion Mn+ là dạng oxi hoá.

Dạng oxi hoá và dạng khử của cùng một nguyên tố tạo thành một cặp oxi

hố-khử.

Ví dụ: Fe2+/Fe, Cu2+/Cu, Al3+/Al.

a. Tác dụng với phi kim

- Tác dụng với oxi  oxit

0



t

4Al + 3O2 ��

� 2Al2O3

0



t

2Mg + O2 ��

� 2MgO

- Tác dụng với lưu huỳnh  muối sunfua

0



t

Fe + S ��

� FeS



0



t

Zn + S ��

� ZnS

- Tác dụng với halogen  muối halogenua



Kim loại mạnh:



2Na +



Kim loại trung bình:



2Fe



Kim loại yếu:



Cu



0



t

Cl2 ��

� 2NaCl

0



t

+ 3Cl2 ��

� 2FeCl3



+



0



t

Cl2 ��

� CuCl2



b. Tác dụng với axit

- Dung dịch HCl, dung dịch H2SO4 loãng

Tác dụng với kim loại (đứng trước H2)  Muối + H2

2Al + 6HCl



 2AlCl3



+ 3H2



Fe



 FeCl2



+



+ 2HCl



2Al + 3H2SO4



H2



 Al2(SO4)3 + 3H2



Fe + H2SO4

 FeSO4

+ H2

- Dung dịch H2SO4 đặc, nóng

Tác dụng với hầu hết các kim loại, kể cả một số kim loại đứng sau hiđro

như Cu, Ag, …

2Fe + 6H2SO4 đặc, nóng  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Cu + 2H2SO4 đặc, nóng  CuSO4

+ SO2  + H2O

Một số kim loại như Al, Fe bị thụ động hoá trong H2SO4 đặc, nguội.

- Dung dịch HNO3

HNO3 tác dụng với hầu hết các kim loại, kể cả một số kim loại đứng sau

hiđro như Cu, Ag, sản phẩm của phản ứng phụ thuộc vào nhiều yếu tố như:

- Bản chất kim loại.

- Nồng độ axit: axit đặc chủ yếu  NO2 ; axit loãng chủ yếu  NO

- Nhiệt độ phản ứng.

3Cu + 8HNO3 loãng  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 4HNO3 đặc  Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O

Một số kim loại mạnh tác dụng với dung dịch HNO 3 có thể tạo hỗn hợp

nhiều sản phẩm.

Ví dụ: Khi cho Al tác dụng với dung dịch HNO 3 có thể xảy ra PTHH của các

PƯ sau:

Al + 4HNO3  Al(NO3)3 +

NO

+ 2H2O

8Al + 30HNO3



 8Al(NO3)3 +



3N2O + 15H2O



10Al + 36HNO3  10Al(NO3)3 + 3N2 + 18H2O

Một số kim loại (Al, Fe, Cr) bị thụ động hoá trong dung dịch HNO 3 đặc nguội.

Dung dịch chứa muối nitrat của một số kim loại và một axit khơng có tính oxi hố

(HCl hoặc H2SO4 lỗng) còng có tính chất tương tự dung dịch HNO3.



3Cu + Cu(NO3)2 + 8HCl  4CuCl2 + 2NO + 4H2O

c. Tác dụng với nước

- IA, IIA (trừ Be, Mg) khử H2O ở t0 thường thành H2.

Na + 2H2O → 2NaOH + H2

- Với một số kim loại không tan trong nước phản ứng với H2O ở nhiệt độ cao.

d. Tác dụng với dung dịch muối của kim loại yếu hơn

- Kim loại mạnh hơn đẩy kim loại yếu hơn ra khỏi dung dịch muối.

Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu

Cu + 2AgNO3  Cu(NO3)2 + 2Ag

- Các kim loại mạnh như Na, K, Ca, Ba khi cho vào dung dịch muối sẽ tác

dụng với nước  dung dịch bazơ, bazơ tạo thành có thể tác dụng tiếp với muối.

Ví dụ: Cho Na kim loại vào dung dịch CuSO4, xảy ra các PTHH của các PƯ

2Na

+ 2H2O  2NaOH + H2

2NaOH + CuSO4  Na2SO4 + Cu(OH)2

7. Dãy điện hoá của kim loại

- Pin điện hoá: Xét sơ đồ một pin điện hoá như sau:



Điện cực Zn ( cực - ) xảy ra q trình oxi hóa : Zn  Zn2+ + 2e

Điện cực Cu ( cực + ) xảy ra quá trình khử : Cu 2 + 2e  Cu

Trong pin: năng lượng hoá học chuyển thành điện năng.

- Thế điện cực chuẩn của kim loại: Thế điện cực của kim loại nhúng trong

dung dịch ion của kim loại đó với nồng độ 1M được gọi là thế điện cực chuẩn của

kim loại đó.

Từ thế điện cực, ta sắp xếp được dãy điện hố. Dãy điện hóa là dãy những cặp

oxi hóa - khử của kim loại được sắp xếp theo chiều tăng thế điện cực chuẩn của chúng.

Dưới đây là dãy điện hố với một số kim loại thơng dụng.

T�

nh oxi ho�c�a ion kim lo�it�ng

�������������������������







Li+

Li



K+

K



Ba2+ Ca2+ Na+

Ba

Ca

Na



Mg2+ Al3+

Mg

Al



Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ Fe3+ 2H+

Fe

Ni

Sn

Pb

Fe

H2



Mn2+ Zn2+

Mn

Zn



Cu2+ Fe3+

Cu

Fe2+



Cr3+ Fe2+

Cr

Fe



Hg22+ Ag+

2Hg Ag



Pt2+

Pt



Ni2+

Ni

Au3+

Au



T�

nh kh�c�a kim lo�igi�m

�������������������������





Ý nghĩa của dãy điện hoá.

+ Xác định thế hiệu chuẩn của pin được tạo bởi hai điện cực bất kỳ.

+ Một kim loại hoạt động có thể đẩy được kim loại yếu hơn ra khỏi dung

dịch muối của nó.

+ Các kim loại có thế điện cực chuẩn càng âm càng dễ đẩy hiđro ra khỏi

axit. Các kim loại có thế điện cực chuẩn dương khơng đẩy được hiđro ra khỏi axit.

8. Hợp kim

Hợp kim là vật liệu gồm một kim loại và một hay nhiều nguyên tố hoá học

khác. Đối với hợp kim của thuỷ ngân gọi là hỗn hống.

Hợp kim có các tính chất đặc trưng của kim loại. một hợp kim có thể cứng

hoặc dẻo hơn nhiều so với kim loại thành phần. Hợp kim có t 0 nóng chảy thấp hơn,

dẫn điện và dẫn nhiệt kém hơn kim loại nguyên chất. Trong thực tế, hợp kim thường

được sử dụng phổ biến hơn kim loại.

9. Ăn mòn và chống ăn mòn kim loại

- Sự ăn mòn kim loại là sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của

các chất trong môi trường: M → Mn+ + ne

- Căn cứ vào môi trường và cơ chế ăn mòn, người ta phân thành hai loại ăn

mòn hố học và ăn mòn điện hố:

+ Ăn mòn hố học là q trình oxi hố - khử, trong đó các electron của

kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong mơi trường.

+ Ăn mòn điện hố là q trình oxi hố - khử, trong đó kim loại bị oxi hoá

do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực

âm đến cực dương.

- 3 điều kiện cần và đủ để kim loại bị ăn mòn điện hố : các điện cực khác

chất, các điện cực tiếp xúc với nhau, các điện cực cùng tiếp xúc với 1 dung dịch

chất điện li.

- Chống ăn mòn kim loại: có hai phương pháp phổ biến là bảo vệ bề mặt và

bảo vệ điện hoá.

Chú ý: Với cặp kim loại A─B, muốn B được bảo vệ thì A phải có tính khử

mạnh hơn B.

10. Điều chế kim loại

* Nguyên tắc điều chế kim loại là khử ion kim loại thành kim loại

Mn+ + ne  M

* Một số phương pháp cơ bản

- Phương pháp nhiệt luyện: Khử các oxit kim loại ở nhiệt độ cao bằng chất

khử như C, CO, H2 hoặc Al, kim loại kiềm, kiềm thổ,…



0



3CO



+



Fe2O3 t  3CO2 + 2Fe



H2



+



CuO t  H2O



0



+ Cu



0



2Al

+ Fe2O3 t  Al2O3 + 2Fe

- Phương pháp thuỷ luyện: Dùng những dung dịch thích hợp (như H 2SO4,

NaOH, NaCN,…) để hoà tan kim loại hoặc hợp chất của kim loại. Sau đó tách lấy

kim loại từ muối tan trong dung dịch.

Phổ biến nhất là dùng kim loại mạnh hơn để đẩy kim loại yếu trong dung

dịch muối.

Fe + CuSO4

 FeSO4

+ Cu

Cu + 2AgNO3  Cu(NO3)2 + 2Ag

Phương pháp này không áp dụng để điều chế kim loại đứng trước hiđro

trong dãy điện hoá.

- Phương pháp điện phân: Dùng dòng điện một chiều để khử các ion kim

loại. Bằng phương pháp điện phân có thể điều chế hầu hết các kim loại.

Phương pháp điện phân nóng chảy để điều chế kim loại IA, IIA, Al.

Phương pháp điện phân dung dịch để điều chế kim loại sau Al.

Phương pháp điện phân thường dùng để điều chế kim loại có độ tinh khiết cao.

11. Sự điện phân

a) Điện phân chất điện li nóng chảy: áp dụng đối với MCln, M(OH)n và

Al2O3 (M là kim loại nhóm IA và IIA). Điều chế các kim loại mạnh: kim loại kiềm

kim loại kiềm thổ, nhơm (điện phân nóng chảy nhơm oxit).

b) Điện phân dung dịch chất điện li trong nước

Điều chế kim loại có tính khử trung bình và yếu: Điện phân dung dịch muối

của chúng trong nước.

- Vai trò của nước: trước hết là dung mơi hòa tan các chất điện phân, sau đó có thể

tham gia trực tiếp vào quá trình điện phân

+ Tại catot (cực âm) H2O bị khử: 2H2O + 2e → H2 + 2OH–

+ Tại anot (cực dương) H2O bị oxi hóa: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e

- Tại catot (cực âm) xảy ra quá trình khử M+, H+ (axit), H2O theo quy tắc

+ Các cation nhóm IA, IIA, Al3+ khơng bị khử (khi đó H2O bị khử).

+ Các ion H+ (axit) và cation kim loại khác bị khử theo thứ tự trong dãy thế

điện cực chuẩn (ion có tính oxi hóa mạnh hơn bị khử trước): Mn+ + ne → M.

+ Các ion H+ (axit) dễ bị khử hơn các ion H+ (H2O).

Độ mạnh tính oxi hoá tăng dần

K+ Ba2+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Mn2+ Zn2+ Cr3+ Fe3+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ (axit) Cu2+ Fe3+ Ag+ Hg2+

H+ (H2O) nhận e

Mn+ nhận e

Mn+ nhận e



+ Ví dụ: Khi điện phân dung dịch hỗn hợp chứa FeCl3, CuCl2 và HCl thì thứ tự

các ion bị khử là

Fe3+ + 1e → Fe2+; Cu2+ + 2e → Cu; 2H+ + 2e → H2; Fe2+ + 2e → Fe.

- Tại anot (cực dương) xảy ra q trình oxi hóa anion gốc axit, OH – (bazơ kiềm),

H2O theo quy tắc

+ Các anion gốc axit có oxi như NO3 , SO24 , PO34 ; CO32 ; ClO4 ,…khơng bị

oxi hóa.

+ Các trường hợp khác bị oxi hóa theo thứ tự: S 2– > I– > Br– > Cl– > RCOO– >

OH– > H2O.

Ví dụ: Điều chế Na bằng cách điện phân NaCl nóng chảy.

dpnc

2NaCl ���

� 2Na  Cl 2



c) Định luật Faraday



m



A.I.t

n.F



Trong đó:

+ m: khối lượng chất giải phóng ở điện cực (gam).

+ A: khối lượng mol của chất thu được ở điện cực.

+ n: số electron trao đổi ở điện cực

+ I: cường độ dòng điện (A)

+ t: thời gian điện phân (s)

+ F: hằng số Faraday là điện tích của 1 mol electron hay điện lượng cần thiết để 1

mol electron chuyển dời trong mạch ở catot hoặc ở anot

(F = 1,602.10-19.6,022.1023 ≈ 96500 C.mol-1).

B. KIM LOẠI KIỀM VÀ KIỀM THỔ

I. Kim loại kiềm

1. Ví trí các kim loại kiềm trong bảng tuần hồn

Các kim loại kiềm thuộc nhóm IA trong bảng tuần hoàn, gồm các nguyên tố:

liti (Li), natri (Na), kali (K), rubiđi (Rb), xesi (Cs) và franxi (Fr).

Cấu hình electron lớp ngồi cùng: ns 1 trong đó n là số thứ tự của lớp electron

ngoài cùng. Electron lớp ngoài cùng của các kim loại kiềm liên kết yếu với hạt

nhân, do đó tính chất đặc trưng của kim loại kiềm là tính khử mạnh.

M  M+ + 1e

Năng lượng ion hố: kim loại kiềm có năng lượng ion hố nhỏ nhất so với

các kim loại khác. Theo chiều từ Li đến Cs năng lượng ion hoá giảm dần. Riêng Fr

là một ngun tố phóng xạ.

Số oxi hố: năng lượng ion hoá thứ nhất nhỏ hơn rất nhiều so với năng

lượng ion hố thứ hai.



Ví dụ: đối với Na, I 1 = 500kJ/mol trong khi I 2 = 4600kJ/mol. Do đó, kim loại

kiềm ln ln có số oxi hố là +1 trong mọi hợp chất.

2. Tính chất vật lí

Tất cả các kim loại kiềm đều có mạng tinh thể lập phương tâm khối: mỗi

nguyên tử trong tâm của hình lập phương chỉ liên kết với 8 nguyên tử khác trên

đỉnh của hình lập phương (số phối trí 8). Đó là một cấu trúc tương đối rỗng. Mặt

khác, so với các nguyên tố cùng chu kỳ, các kim loại kiềm có bán kính nguyên tử

lớn nhất, cho nên lực hút giữa các nguyên tử lân cận yếu. Do những đặc điểm trên

mà các kim loại kiềm có

- Khối lượng riêng nhỏ.

- Nhiệt độ nóng chảy < 2000C, nhiệt độ sơi thấp.

- Độ cứng thấp, có thể dùng dao cắt dễ dàng.

- Độ dẫn điện cao.

3. Tính chất hố học

Các kim loại kiềm có tính khử mạnh, tính khử tăng dần từ Li đến Cs.

- Phản ứng với oxi: Li cho ngọn lửa màu đỏ son, Na cho ngọn lửa màu vàng,

K cho ngọn lửa màu tím nhạt.

- Phản ứng với nước: các kim loại kiềm tác dụng mạnh với nước ở nhiệt độ

thờng, tạo ra kiềm và giải phóng khí hiđro.

- Tác dụng với axit: Các kim loại kiềm phản ứng mãnh liệt với axit. Chỉ nên

làm thí nghiệm với axit HCl đặc, nồng độ > 20%. Nếu axit có nồng độ nhỏ hơn,

phản ứng quá mãnh liệt, gây nổ rất nguy hiểm. Khơng nên làm thí nghiệm cho kim

loại kiềm tác dụng với HNO3 hay H2SO4 đặc vì rất nguy hiểm.

4. Điều chế kim loại kiềm

Phương pháp điện phân muối hoặc hiđroxit nóng chảy.

Ví dụ:



2NaCl



Điện phân nóng chảy



2Na + Cl 2



5. Một số hợp chất quan trọng

Các kiềm: NaOH (xút ăn da), KOH (potat ăn da) là những hoá chất cơ bản.

Các muối: NaCl. NaHCO3, Na2CO3 (xođa), KCl. Tất cả các muối của kim

loại kiềm đều tan trong nước.

II. Kim loại kiềm thổ

1. Vị trí trong bảng tuần hồn

Các kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA, gồm: beri (Be), magie (Mg), canxi

(Ca), strontri (Sr), bari (Ba). Cấu hình electron lớp ngồi cùng: ns 2 trong đó n là số

thứ tự của lớp electron ngoài cùng. Electron lớp ngoài cùng của các kim loại kiềm

thổ liên kết yếu với hạt nhân, do đó tính chất đặc trưng của kim loại kiềm là tính

khử mạnh.



Tài liệu bạn tìm kiếm đã sẵn sàng tải về

A. ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI

Tải bản đầy đủ ngay(0 tr)

×