[TẶNG BẠN] TRỌN BỘ Bí kíp học tốt 08 môn
Chắc suất Đại học top - Giữ chỗ ngay!!
ĐĂNG BÀI NGAY để cùng trao đổi với các thành viên siêu nhiệt tình & dễ thương trên diễn đàn.
A – VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN VÀ CẤU TẠP CỦA KIM LOẠI
I. Vị trí của kim loại trong bảng tuần hoàn và cấu tạo của kim loại
Trong bảng tuần hoàn có gần 90 nguyên tố kim loại. Các nguyên tố kim loại có mặt ở:
IA (trừ hiđrô); nhóm IIA, nhóm IIIA (trừ Bo) và một phần nhóm IVA, VA, VIA;
Các nhóm B (từ IB đến VIIIB);
Họ lantan và actini được xếp riêng thành 2 hàng ở cuối bảng.
II.Cấu tạo của kim loại
1.Cấu tạo nguyên tử
Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại đều có it electron ở lớp ngoài cùng (1,2 hoặc 3e).
2.Cấu tạo mạng tinh thể
Ở nhiệt độ thường, trừ thủy ngân ở thể lỏng, còn các kim loại khác ở thể rắn và có cấu tạo tinh thể
Trong tinh thể kim loại, nguyên tử và ion kim loại nằm ở những nut mạng tinh thể. Các eletron hóa trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể.
Mạng tinh thể lục phương có độ đặc khít 74%.
Mạng tinh thể lập phương tâm diện có độ đặc khít 74%.
Mạng tinh thể lập phương tâm khối có độ đặc khít 68%.
3. Liên kết kim loại
Liên kết kim loại: là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thêt do sự tham gia của êlectron tự do.
B – TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI. DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI
I. Tính chất vật lí
Tính dẻo: do các ion dương trong mang tinh thể kim loại có thể trượt lên nhau một cách dễ dàng mà không bị tạch khỏi nhau nhờ các electron tự do.
Tính dẫn điện: Khi đặt một hiệu điện thế vào hai đầu dây kim loại , nhưng electron chuyển động tự do sẽ chuyển động thành dòng có hướn từ âm đến dương.
Tính dẫn nhiệt: do có các electron tự do trong mạng tinh thể.
Ánh kim: các electron tự do trong mạng tinh thể phản xạ hầu hết những tia sáng nhìn thấy được
→Tính chất vật chung của kim loại do các electron tự do trong mạng tinh thể kim loại.
II. Tính chất hóa học
Tính chất hoá học chung là tính khử.
M → Mn+ +ne (1 ≤ n ≤ 3)
1. Tác dụng với phi kim
Tác dụng với clo: 2Fe + Cl2 →(to) 2FeCl3
Tác dụng với oxi: 4Al + O2 →(to) 2Al2O3
Tác dụng với lưu huỳnh: Hg + S →(to) HgS
2. Tác dụng với dung dịch axit
Dung dịch HCl, H2SO4 loãng : kim loại khử H+ thành H2
Ví dụ: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
Dung dịch HNO3, H2SO4 đặc: kim loại khử N+5, S+6 xuống số oxi hóa thấp hơn
Ví dụ: 3Cu + HNO3 loãng → 3CuSO4 + 2NO↑ + 4H2O
3. Tác dụng với nước: kim loại nhóm IA và IIA
Ví dụ: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑
4. Tác dụng với dung dịch muối
Kim loại mạnh hơn khử ion kim loại yếu hơn trong muối thành kim loại tự do:
Ví dụ: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
III. Dãy điện hoá của kim loại
Dạng oxi hóa và dạng khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa khử của kim loại. Ví dụ: Ag+/Ag ; Cu2+/ Cu
Các kim loại trong dãy điện hoá được sắp xếp theo chiều tính khử của kim loại giảm dần và tính oxi hoá của ion kim loại tăng dần.
Dãy điện hoá cho phép dự đoán chiều của phản ứng giữa hai cặp oxi hoá - khử: chất oxi hoá mạnh hơn sẽ oxi hoá chất khử mạnh hơn sinh ra chất oxi hoá yếu hơn và chất khử yếu hơn.
C – HỢP KIM
1.Khái niệm
Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi kim khác.
2.Tính chất
Tính chất hóa học: tương tự tính chất hóa học của đơn chất tham gia tạo thành hợp kim.
Tính chất vật lí và cơ học của hợp kim khác nhiều so với các đơn chất.
3. Ứng dụng
Hợp kim có nhiều ứng dụng trong các ngành kinh tế quốc.
Hợp kim nhẹ bền, chịu được nhiệt độ cao và áp suất cao dùng để chế tạo tên lửa, tàu vũ trụ,…
Hợp kim có tính bền hóa học và cơ học cao dùng để chế tạo các thiết bị trong ngành dầu mỏ và công nghiệp hóa chất.
Hợp kim cứng và bền dùng để xây dựng nhà cửa và cầu cống.
Hợp kim không gỉ dùng để chế tạo các dụng cụ y tế, dụng cụ làm bếp…
Hợp kim của vàng dùng để chế tạo đồ trang sức, đúc tiền.
D – SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
I. Khái niệm
Ăn mòn kim loại là sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh.
M → Mn+ +ne
II. Các dạng ăn mòn kim loại
1. Ăn mòn hóa học
Ăn mòn hoá học là quá trình oxi hoá - khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp các chất trong môi trường.
2. Ăn mòn điện hóa học
Ăn mòn điện hoá hoc là quá trình oxi hoá - khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương
Ví dụ: Nhúng thanh kẽm và đồng vào dung dịch H2SO4 loãng , nối thanh kẽm với thanh đồng. Kẽm bị ăn mòn, bọt khí H2 thoát ra ở thanh Cu.
Cực âm (anot) Zn → Zn2+ + 2e
Cực dương (catot) 2H+ + 2e → H2↑
Điều kiện để xảy ra ăn mòn điện hoá học:
Các điện cực phải khác nhau về bản chất.
Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau qua dây dẫn.
Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li.
III. Chống ăn mòn kim loại
Phương pháp bảo vệ bề mặt: dùng dầu mỡ, sơn, mạ, tráng men,… hay bằng các kim loại hoạt động hơn.
Phương pháp bảo vệ điện hóa: nối kim loại cần bảo vệ với một kim loại hoạt động hơn để tạo thành pin điện hóa và kim loại hoạt động hơn bị ăn mòn, kim loại kia được bảo vệ.
E – ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
I. Nguyên tắc
Nguyên tắc điều chế kim loại là khử ion kim loại thành nguyên tử
Mn+ + ne → M
II. Phương pháp
1. Phương pháp nhiệt luyện
Khử ion kim loại trong hợp chất ở nhiệt độ cao bằng các chất khử như C, CO, H2 hoặc các kim loại hoạt động
Ví dụ: PbO + H2 →(to) Pb + H2O
Phương pháp này dùng để sản xuất kim loại trong công nghiệp.
2. Phương pháp thủy luyện
Dùng những dung dịch thích hợp để hòa tan kim loại hoặc hợp chất của kim loại và tách ra khỏi phần không tan có trong quặng.
Ví dụ: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓
3. Phương pháp điện phân
Điện phân nóng chảy: các kim loại hoạt động hóa học mạnh như K, Na, Ca, Mg, Al được khử bằng dòng điện.
Ví dụ: Điện phân Al2O3 nóng chảy: 2Al2O3 →(đpnc) 4Al + 3O2↑
Điện phân dung dịch: đều chế các kim loại hoạt động trung bình bằng điện phân dung dịch muối của chúng.
Ví dụ: CuCl2 →(đpdd) Cu + Cl2
Tính lượng chất thu được ở các điện cực dựa vào định luật Faraday:
n = It/F
I. Vị trí của kim loại trong bảng tuần hoàn và cấu tạo của kim loại
Trong bảng tuần hoàn có gần 90 nguyên tố kim loại. Các nguyên tố kim loại có mặt ở:
IA (trừ hiđrô); nhóm IIA, nhóm IIIA (trừ Bo) và một phần nhóm IVA, VA, VIA;
Các nhóm B (từ IB đến VIIIB);
Họ lantan và actini được xếp riêng thành 2 hàng ở cuối bảng.
II.Cấu tạo của kim loại
1.Cấu tạo nguyên tử
Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại đều có it electron ở lớp ngoài cùng (1,2 hoặc 3e).
2.Cấu tạo mạng tinh thể
Ở nhiệt độ thường, trừ thủy ngân ở thể lỏng, còn các kim loại khác ở thể rắn và có cấu tạo tinh thể
Trong tinh thể kim loại, nguyên tử và ion kim loại nằm ở những nut mạng tinh thể. Các eletron hóa trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể.
Mạng tinh thể lục phương có độ đặc khít 74%.
Mạng tinh thể lập phương tâm diện có độ đặc khít 74%.
Mạng tinh thể lập phương tâm khối có độ đặc khít 68%.
3. Liên kết kim loại
Liên kết kim loại: là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thêt do sự tham gia của êlectron tự do.
B – TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI. DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI
I. Tính chất vật lí
Tính dẻo: do các ion dương trong mang tinh thể kim loại có thể trượt lên nhau một cách dễ dàng mà không bị tạch khỏi nhau nhờ các electron tự do.
Tính dẫn điện: Khi đặt một hiệu điện thế vào hai đầu dây kim loại , nhưng electron chuyển động tự do sẽ chuyển động thành dòng có hướn từ âm đến dương.
Tính dẫn nhiệt: do có các electron tự do trong mạng tinh thể.
Ánh kim: các electron tự do trong mạng tinh thể phản xạ hầu hết những tia sáng nhìn thấy được
→Tính chất vật chung của kim loại do các electron tự do trong mạng tinh thể kim loại.
II. Tính chất hóa học
Tính chất hoá học chung là tính khử.
M → Mn+ +ne (1 ≤ n ≤ 3)
1. Tác dụng với phi kim
Tác dụng với clo: 2Fe + Cl2 →(to) 2FeCl3
Tác dụng với oxi: 4Al + O2 →(to) 2Al2O3
Tác dụng với lưu huỳnh: Hg + S →(to) HgS
2. Tác dụng với dung dịch axit
Dung dịch HCl, H2SO4 loãng : kim loại khử H+ thành H2
Ví dụ: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
Dung dịch HNO3, H2SO4 đặc: kim loại khử N+5, S+6 xuống số oxi hóa thấp hơn
Ví dụ: 3Cu + HNO3 loãng → 3CuSO4 + 2NO↑ + 4H2O
3. Tác dụng với nước: kim loại nhóm IA và IIA
Ví dụ: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑
4. Tác dụng với dung dịch muối
Kim loại mạnh hơn khử ion kim loại yếu hơn trong muối thành kim loại tự do:
Ví dụ: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
III. Dãy điện hoá của kim loại
Dạng oxi hóa và dạng khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa khử của kim loại. Ví dụ: Ag+/Ag ; Cu2+/ Cu
Các kim loại trong dãy điện hoá được sắp xếp theo chiều tính khử của kim loại giảm dần và tính oxi hoá của ion kim loại tăng dần.
Dãy điện hoá cho phép dự đoán chiều của phản ứng giữa hai cặp oxi hoá - khử: chất oxi hoá mạnh hơn sẽ oxi hoá chất khử mạnh hơn sinh ra chất oxi hoá yếu hơn và chất khử yếu hơn.
C – HỢP KIM
1.Khái niệm
Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi kim khác.
2.Tính chất
Tính chất hóa học: tương tự tính chất hóa học của đơn chất tham gia tạo thành hợp kim.
Tính chất vật lí và cơ học của hợp kim khác nhiều so với các đơn chất.
3. Ứng dụng
Hợp kim có nhiều ứng dụng trong các ngành kinh tế quốc.
Hợp kim nhẹ bền, chịu được nhiệt độ cao và áp suất cao dùng để chế tạo tên lửa, tàu vũ trụ,…
Hợp kim có tính bền hóa học và cơ học cao dùng để chế tạo các thiết bị trong ngành dầu mỏ và công nghiệp hóa chất.
Hợp kim cứng và bền dùng để xây dựng nhà cửa và cầu cống.
Hợp kim không gỉ dùng để chế tạo các dụng cụ y tế, dụng cụ làm bếp…
Hợp kim của vàng dùng để chế tạo đồ trang sức, đúc tiền.
D – SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
I. Khái niệm
Ăn mòn kim loại là sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh.
M → Mn+ +ne
II. Các dạng ăn mòn kim loại
1. Ăn mòn hóa học
Ăn mòn hoá học là quá trình oxi hoá - khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp các chất trong môi trường.
2. Ăn mòn điện hóa học
Ăn mòn điện hoá hoc là quá trình oxi hoá - khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương
Ví dụ: Nhúng thanh kẽm và đồng vào dung dịch H2SO4 loãng , nối thanh kẽm với thanh đồng. Kẽm bị ăn mòn, bọt khí H2 thoát ra ở thanh Cu.
Cực âm (anot) Zn → Zn2+ + 2e
Cực dương (catot) 2H+ + 2e → H2↑
Điều kiện để xảy ra ăn mòn điện hoá học:
Các điện cực phải khác nhau về bản chất.
Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau qua dây dẫn.
Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li.
III. Chống ăn mòn kim loại
Phương pháp bảo vệ bề mặt: dùng dầu mỡ, sơn, mạ, tráng men,… hay bằng các kim loại hoạt động hơn.
Phương pháp bảo vệ điện hóa: nối kim loại cần bảo vệ với một kim loại hoạt động hơn để tạo thành pin điện hóa và kim loại hoạt động hơn bị ăn mòn, kim loại kia được bảo vệ.
E – ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
I. Nguyên tắc
Nguyên tắc điều chế kim loại là khử ion kim loại thành nguyên tử
Mn+ + ne → M
II. Phương pháp
1. Phương pháp nhiệt luyện
Khử ion kim loại trong hợp chất ở nhiệt độ cao bằng các chất khử như C, CO, H2 hoặc các kim loại hoạt động
Ví dụ: PbO + H2 →(to) Pb + H2O
Phương pháp này dùng để sản xuất kim loại trong công nghiệp.
2. Phương pháp thủy luyện
Dùng những dung dịch thích hợp để hòa tan kim loại hoặc hợp chất của kim loại và tách ra khỏi phần không tan có trong quặng.
Ví dụ: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓
3. Phương pháp điện phân
Điện phân nóng chảy: các kim loại hoạt động hóa học mạnh như K, Na, Ca, Mg, Al được khử bằng dòng điện.
Ví dụ: Điện phân Al2O3 nóng chảy: 2Al2O3 →(đpnc) 4Al + 3O2↑
Điện phân dung dịch: đều chế các kim loại hoạt động trung bình bằng điện phân dung dịch muối của chúng.
Ví dụ: CuCl2 →(đpdd) Cu + Cl2
Tính lượng chất thu được ở các điện cực dựa vào định luật Faraday:
n = It/F