- 25 Tháng mười 2018
- 1,560
- 1,681
- 251
- 27
- Quảng Bình
- Đại học Sư phạm Huế
[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.
ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI
I. Vị trí của kim loại trong bảng tuần hoàn
- Nhóm IA (trừ H),Nhóm IIA,nhóm IIIA (trừ B),một phần IVA,VA,VIA
- Toàn bộ nhóm B : IB đến VIIIB
- Họ lantan+ actini
II. Cấu tạo nguyên tử kim loại
- Nguyên tử kim loại (nhóm A) có 1e,2e,3e lớp ngoài cùng.
+ KL nhóm IA gọi là KL kiềm (ns1 )
+ KL nhóm IIA gọi là KL kiềm thổ (ns2 )
- So với các nguyên tố phi kim cùng chu kì, các nguyên tử kim loại (phân nhóm chính) có:
+ Số e lớp ngoài cùng ít hơn.
+ Bán kính nguyên tử lớn hơn.
+ Năng lượng ion hóa nhỏ hơn.
+ Độ âm điện nhỏ hơn.
III. Cấu tạo tinh thể kim loại
- Hầu hết kim loại có cấu trúc tinh thể (gồm các nguyên tử kim loại sắp xếp theo 1 trật tự xác định), trong đó:
+ Nút mạng là các cation hoặc nguyên tử kim loại dao động xung quanh vị trí nhất định.
+ Giữa các nút mạng là rất nhiều các e có thể chuyển động tương đối tự do.
- Liên kết kim loại: Tạo thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các cation kim loại ở nút mạng và các electron tự do trong tinh thể.
IV. Tính chất vật lí
TCVL chung : dẫn điện,dẫn nhiệt,tính dẻo,ánh kim do electron tự do gây ra.
+ Tính dẻo: Au > Ag > Al > Cu > Sn
+ Tính dẫn điện: Ag > Cu > Au > Al > Fe
+ Tính dẫn nhiệt: Ag > Cu > Al > Zn > Fe
* Một số tính chất vật lí khác
+ d < 5: kim loại nhẹ (K, Na, Mg, Al).
+ d > 5: kim loại nặng (Zn, Fe...).
+ KL nhẹ nhất: Li ; KL nặng nhất: Os
+ Dễ nóng chảy nhất: Hg (-39oC).
+ Khó nóng chảy nhất: W (3410oC).
+ KL mềm nhất: Cs ; KL cứng nhất: Cr.
V. Tính chất hóa học
Trong mọi phản ứng hóa học KL luôn là chất khử.
M [tex]\rightarrow[/tex] 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)
2xM + yO2 → 2MxOy
- Mức độ phản ứng với oxi của các kim loại khác nhau: kim loại càng mạnh thì phản ứng càng mạnh.
+ K, Na cháy tạo thành oxit khi có lượng oxi hạn chế. Nếu oxi dư thì tạo thành peoxit.
+ Ca, Mg, Al, Zn, Fe cháy tạo thành oxit và khả năng phản ứng với oxi giảm dần.
+ Các kim loại từ Pb → Hg không cháy nhưng tạo thành màng oxit trên bề mặt.
+ Các kim loại từ Ag → Au không cháy và không tạo thành lớp màng oxit trên bề mặt.
- Phản ứng với oxi của kim loại phụ thuộc vào bề mặt của lớp oxit tạo thành: nếu bề mặt không khít thì phản ứng hoàn toàn; nếu bề mặt khít thì chỉ phản ứng ở trên bề mặt như Al, Zn...
b. Với halogen
- F2 có thể oxi hóa mọi kim loại
- Cl2, Br2 có thể oxi hóa hầu hết KL ở nhiệt độ thường/đun nóng.
- I2 có thể oxi hóa nhiều kim loại ở nhiệt độ thường/đun nóng.
c. Với các phi kim khác
Các kim loại còn phản ứng được với nhiều phi kim khác như: P, S...
Fe + S → FeS (t0)
Ca + P →(to) Ca3P2
2. Tác dụng với nước
a. Ở nhiệt độ thường
- Chỉ có kim loại kiềm và kiềm thổ như Na, K, Ba và Ca phản ứng → kiềm + H2.
- Phản ứng tổng quát:
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 nước → 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+)
- Kim loại đứng trước H trong dãy hoạt động hóa học 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 ddịch axit thì phản ứng với H+ trước, nếu dư thì phản ứng với H2O.
- Pb đứng trước (H) nhưng 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) → muối (KL có hóa trị cao nhất) + H2O + sản phẩm được 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 nước trước sau đó dung dịch kiềm tạo thành sẽ phản ứng với muối.
- Với các kim loại không tan trong nước, kim loại hoạt động (đứng trước) đẩy được kim loại kém hoạt động (đứng sau) ra khỏi dung dịch muối của chúng theo quy tắc α.
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Chú ý:
2Fe3+ + Fe → 3Fe2+
Cu + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+
Fe2+ + Ag+ → Ag + Fe3+
5. Phản ứng với dung dịch kiềm
- Các kim loại tan trong nước: Na, K, Ca và Ba tác dụng với nước có trong dung dịch.
- Một số kim loại có hiđroxit tương ứng là chất lưỡng tính + dung dịch bazơ → muối + H2.
Al + H2O + NaOH → NaAlO2 + 3/2H2
VI. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
1. Phương pháp nhiệt luyện
- Nguyên tắc: dùng chất khử CO, C, Al, H2 khử oxit kim loại ở nhiệt độ cao.
- Phạm vi sử dụng: thường dùng trong công nghiệp với kim loại sau Al.
2. Phương pháp thủy luyện
- Nguyên tắc: Dùng dung dịch thích hợp (HCl, HNO3, nước cường toan, CN-…) hòa tan nguyên liệu sau đó lấy kim loại mạnh (không tan trong nước) đẩy kim loại yếu khỏi dung dịch của nó.
- Phạm vi sử dụng: thường dùng trong phòng thí nghiệm để điều chế các kim loại yếu (sau H trong dãy hoạt động hóa học).
3. Phương 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 nhưng thường 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.
VII. ĂN MÒN KIM LOẠI
- Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim dưới tác dụng của môi trường 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 trường xung quanh.
- Điều kiện: kim loại được đặt trong môi trường có chứa chất oxi hóa mà kim loại có thể tham gia phản ứng thường là chất khí, hơi nước, 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 trường.
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 được tiếp xúc điện với nhau.
+ 2 điện cực cùng được tiếp xúc với dung dịch chất điện li (không khí ẩm).
- Cơ chế của quá trình ăn mòn điện hóa:
+ Kim loại mạnh đóng vai trò là cực âm (anot).
+ Kim loại yếu hơn hoặc phi kim đóng vai trò cực dương(catot).
+ Tại cực âm, kim loại mạnh bị ăn mòn (bị oxi hóa).
M → Mn+ + ne
+ Tại cực dương, môi trường bị khử:
Môi trường axit:
2H+ + 2e → H2
Môi trường trung tính, bazơ:
2H2O + O2 + 4e → 4OH-
(phản ứng phụ): Mn+ + nOH- → M(OH)n (tạo gỉ)
- Bản chất của ăn mòn điện hóa: là sự oxi hóa kim loại ở cực âm và sự khử môi trường ở cực dương. Electron được chuyển từ kim loại mạnh sang kim loại yếu (hoặc phi kim) rồi vào môi trường.
3. Bảo vệ kim loại khỏi sự ăn mòn
Để bảo vệ kim loại khỏi sự ăn mòn có thể sử dụng các phương pháp sau:
- Cách li kim loại với môi trường: sơn, mạ, tráng, nhúng nhựa...
- Dùng chất kìm hãm.
- Tăng khả năng chịu đựng: hợp kim chống gỉ.
- Phương pháp điện hóa: dùng kim loại mạnh hơn kim loại ở cực âm không tác dụngvới nước gắn vào vật bị ăn mòn phần chìm trong dung dịch điện li (anot hi sinh).
I. Vị trí của kim loại trong bảng tuần hoàn
- Nhóm IA (trừ H),Nhóm IIA,nhóm IIIA (trừ B),một phần IVA,VA,VIA
- Toàn bộ nhóm B : IB đến VIIIB
- Họ lantan+ actini
II. Cấu tạo nguyên tử kim loại
- Nguyên tử kim loại (nhóm A) có 1e,2e,3e lớp ngoài cùng.
+ KL nhóm IA gọi là KL kiềm (ns1 )
+ KL nhóm IIA gọi là KL kiềm thổ (ns2 )
- So với các nguyên tố phi kim cùng chu kì, các nguyên tử kim loại (phân nhóm chính) có:
+ Số e lớp ngoài cùng ít hơn.
+ Bán kính nguyên tử lớn hơn.
+ Năng lượng ion hóa nhỏ hơn.
+ Độ âm điện nhỏ hơn.
III. Cấu tạo tinh thể kim loại
- Hầu hết kim loại có cấu trúc tinh thể (gồm các nguyên tử kim loại sắp xếp theo 1 trật tự xác định), trong đó:
+ Nút mạng là các cation hoặc nguyên tử kim loại dao động xung quanh vị trí nhất định.
+ Giữa các nút mạng là rất nhiều các e có thể chuyển động tương đối tự do.
- Liên kết kim loại: Tạo thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các cation kim loại ở nút mạng và các electron tự do trong tinh thể.
IV. Tính chất vật lí
TCVL chung : dẫn điện,dẫn nhiệt,tính dẻo,ánh kim do electron tự do gây ra.
+ Tính dẻo: Au > Ag > Al > Cu > Sn
+ Tính dẫn điện: Ag > Cu > Au > Al > Fe
+ Tính dẫn nhiệt: Ag > Cu > Al > Zn > Fe
* Một số tính chất vật lí khác
+ d < 5: kim loại nhẹ (K, Na, Mg, Al).
+ d > 5: kim loại nặng (Zn, Fe...).
+ KL nhẹ nhất: Li ; KL nặng nhất: Os
+ Dễ nóng chảy nhất: Hg (-39oC).
+ Khó nóng chảy nhất: W (3410oC).
+ KL mềm nhất: Cs ; KL cứng nhất: Cr.
V. Tính chất hóa học
Trong mọi phản ứng hóa học KL luôn là chất khử.
M [tex]\rightarrow[/tex] 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)
2xM + yO2 → 2MxOy
- Mức độ phản ứng với oxi của các kim loại khác nhau: kim loại càng mạnh thì phản ứng càng mạnh.
+ K, Na cháy tạo thành oxit khi có lượng oxi hạn chế. Nếu oxi dư thì tạo thành peoxit.
+ Ca, Mg, Al, Zn, Fe cháy tạo thành oxit và khả năng phản ứng với oxi giảm dần.
+ Các kim loại từ Pb → Hg không cháy nhưng tạo thành màng oxit trên bề mặt.
+ Các kim loại từ Ag → Au không cháy và không tạo thành lớp màng oxit trên bề mặt.
- Phản ứng với oxi của kim loại phụ thuộc vào bề mặt của lớp oxit tạo thành: nếu bề mặt không khít thì phản ứng hoàn toàn; nếu bề mặt khít thì chỉ phản ứng ở trên bề mặt như Al, Zn...
b. Với halogen
- F2 có thể oxi hóa mọi kim loại
- Cl2, Br2 có thể oxi hóa hầu hết KL ở nhiệt độ thường/đun nóng.
- I2 có thể oxi hóa nhiều kim loại ở nhiệt độ thường/đun nóng.
c. Với các phi kim khác
Các kim loại còn phản ứng được với nhiều phi kim khác như: P, S...
Fe + S → FeS (t0)
Ca + P →(to) Ca3P2
2. Tác dụng với nước
a. Ở nhiệt độ thường
- Chỉ có kim loại kiềm và kiềm thổ như Na, K, Ba và Ca phản ứng → kiềm + H2.
- Phản ứng tổng quát:
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 nước → 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+)
- Kim loại đứng trước H trong dãy hoạt động hóa học 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 ddịch axit thì phản ứng với H+ trước, nếu dư thì phản ứng với H2O.
- Pb đứng trước (H) nhưng 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) → muối (KL có hóa trị cao nhất) + H2O + sản phẩm được 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 nước trước sau đó dung dịch kiềm tạo thành sẽ phản ứng với muối.
- Với các kim loại không tan trong nước, kim loại hoạt động (đứng trước) đẩy được kim loại kém hoạt động (đứng sau) ra khỏi dung dịch muối của chúng theo quy tắc α.
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Chú ý:
2Fe3+ + Fe → 3Fe2+
Cu + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+
Fe2+ + Ag+ → Ag + Fe3+
5. Phản ứng với dung dịch kiềm
- Các kim loại tan trong nước: Na, K, Ca và Ba tác dụng với nước có trong dung dịch.
- Một số kim loại có hiđroxit tương ứng là chất lưỡng tính + dung dịch bazơ → muối + H2.
Al + H2O + NaOH → NaAlO2 + 3/2H2
VI. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
1. Phương pháp nhiệt luyện
- Nguyên tắc: dùng chất khử CO, C, Al, H2 khử oxit kim loại ở nhiệt độ cao.
- Phạm vi sử dụng: thường dùng trong công nghiệp với kim loại sau Al.
2. Phương pháp thủy luyện
- Nguyên tắc: Dùng dung dịch thích hợp (HCl, HNO3, nước cường toan, CN-…) hòa tan nguyên liệu sau đó lấy kim loại mạnh (không tan trong nước) đẩy kim loại yếu khỏi dung dịch của nó.
- Phạm vi sử dụng: thường dùng trong phòng thí nghiệm để điều chế các kim loại yếu (sau H trong dãy hoạt động hóa học).
3. Phương 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 nhưng thường 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.
VII. ĂN MÒN KIM LOẠI
- Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim dưới tác dụng của môi trường 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 trường xung quanh.
- Điều kiện: kim loại được đặt trong môi trường có chứa chất oxi hóa mà kim loại có thể tham gia phản ứng thường là chất khí, hơi nước, 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 trường.
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 được tiếp xúc điện với nhau.
+ 2 điện cực cùng được tiếp xúc với dung dịch chất điện li (không khí ẩm).
- Cơ chế của quá trình ăn mòn điện hóa:
+ Kim loại mạnh đóng vai trò là cực âm (anot).
+ Kim loại yếu hơn hoặc phi kim đóng vai trò cực dương(catot).
+ Tại cực âm, kim loại mạnh bị ăn mòn (bị oxi hóa).
M → Mn+ + ne
+ Tại cực dương, môi trường bị khử:
Môi trường axit:
2H+ + 2e → H2
Môi trường trung tính, bazơ:
2H2O + O2 + 4e → 4OH-
(phản ứng phụ): Mn+ + nOH- → M(OH)n (tạo gỉ)
- Bản chất của ăn mòn điện hóa: là sự oxi hóa kim loại ở cực âm và sự khử môi trường ở cực dương. Electron được chuyển từ kim loại mạnh sang kim loại yếu (hoặc phi kim) rồi vào môi trường.
3. Bảo vệ kim loại khỏi sự ăn mòn
Để bảo vệ kim loại khỏi sự ăn mòn có thể sử dụng các phương pháp sau:
- Cách li kim loại với môi trường: sơn, mạ, tráng, nhúng nhựa...
- Dùng chất kìm hãm.
- Tăng khả năng chịu đựng: hợp kim chống gỉ.
- Phương pháp điện hóa: dùng kim loại mạnh hơn kim loại ở cực âm không tác dụngvới nước gắn vào vật bị ăn mòn phần chìm trong dung dịch điện li (anot hi sinh).
