Hóa HọcLớp 12

Tóm tắt Hóa 12 Chương 5 | Lý Thuyết SGK Hóa 12

Tính chất của Kim loại: Tính chất hóa học, vật lí, Điều chế, Ứng dụng

1. Vị trí, cấu tạo của kim loại

a. Vị trí

– Nhóm IA (trừ H), nhóm IIA: các kim loại này là những nguyên tố s

Bạn đang xem: Tóm tắt Hóa 12 Chương 5 | Lý Thuyết SGK Hóa 12

– Nhóm IIIA (trừ B), một phần của các nhóm IVA, VA, VIA: các kim loại này là những nguyên tố p

– Các nhóm B (từ IB đến VIIIB): các kim loại chuyển tiếp, chúng là những nguyên tố d

– Họ lantan và actini (xếp riêng thành hai hàng ở cuối bảng): các kim loại thuộc hai họ này là những nguyên tố f

b. Cấu tạo

– Cấu tạo nguyên tử kim loại

+ Hầu hết các nguyên tử kim loại có 1, 2 hoặc 3 electron ở lớp ngoài cùng

+ Bán kính nguyên tử của các nguyên tố kim loại nhìn chung lớn hơn bán kính nguyên tử các nguyên tố phi kim

– Cấu tạo mạng tinh thể kim loại

Có ba kiểu mạng tinh thể kim loại đặc trưng là lập phương tâm khối, lập phương tâm diện và lục phương

– Liên kết kim loại

Là liên kết hóa học hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa ion dương kim loại nằm ở các nút mạng tinh thể và các electron tự do di chuyển trong toàn bộ mạng lưới tinh thể kim loại.

2. Tính chất vật lý

– Kim loại có tính chất vật lí chung là dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt và có ánh kim.

– Một số tính chất vật lí riêng:

* Tỉ khối: của các kim loại rất khác nhau nhưng thường dao động từ 0,5 (Li) đến 22,6 (Os). Thường thì:

+ d < 5: kim loại nhẹ (K, Na, Mg, Al).

+ d > 5: kim loại nặng (Zn, Fe…).

* Nhiệt độ nóng chảy: biến đổi từ -39oC (Hg) đến 3410oC (W). Thường thì:

+ t < 10000C: kim loại dễ nóng chảy.

+ t > 15000C: kim loại khó nóng chảy (kim loại chịu nhiệt).

* Tính cứng: Biến đổi từ mềm đến rất cứng.

Tỷ khối, nhiệt độ nóng chảy và tính cứng của kim loại phụ thuộc vào nhiều yếu tố như kiểu mạng tinh thể; mật độ e; khối lượng mol của kim loại…

3. Tính chất hóa học

Tính chất đặc trưng của kim loại là tính khử (nguyên tử kim loại dễ bị oxi hóa thành ion dương): M → Mn+ + ne

a. Tác dụng với phi kim

Hầu hết các kim loại khử được phi kim điển hình thành ion âm

Ví dụ:

b. Tác dụng với axit

– Đối với dung dịch HCl, H2SO4 loãng:

M + nH+ → Mn+ + n/2H2

(M đứng trước hiđro trong dãy thế điện cực chuẩn)

– Đối với H2SO4 đặc, HNO3 (axit có tính oxi hóa mạnh):

+ Kim loại thể hiện nhiều số oxi hóa khác nhau khi phản ứng với H2SO4 đặc, HNO3 sẽ đạt số oxi hóa cao nhất.

+ Hầu hết các kim loại phản ứng được với HNO3 và H2SO4 đặc (trừ Pt, Au)

Lưu ý: Fe, Al, Cr bị thụ động hóa trong H2SO4 và HNO3 đặc nguội.

Khi đó S

+6 H2SO4 bị khử thành S+4 (SO2); So hoặc S-2 (H2S)

Trong HNO3 đặc N+5 bị khử thành N+4 (NO2)

Với HNO3 loãng N+5 bị khử thành N+2(NO); N+1 (N2O); No (N2); N-3 (NH4+)

+ Các kim loại có tính khử càng mạnh thường cho sản phẩm khử có số oxi hóa càng thấp. Các kim loại như Na, K… sẽ gây nổ khi tiếp xúc với các dung dịch axit

Ví dụ:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 5 (ảnh 2)

c. 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 đẩy được kim loại kém hoạt động ra khỏi dung dịch muối của chúng theo quy tắc α.

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Chú ý:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 5 (ảnh 3)

d. Tác dụng với dung dịch kiềm

Các kim loại mà hiđroxit của chúng có tính lưỡng tính như Al, Zn, Be, Sn, Pb… tác dụng được với dung dịch kiềm (đặc).

2Al + 6H2O + 2NaOH → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

e. Tác dụng với oxit kim loại

Các kim loại mạnh khử được các oxit kim loại yếu hơn ở nhiệt độ cao thành kim loại

Ví dụ:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 5 (ảnh 4)

4. Điều chế

Nguyên tắc điều chế: Khử ion kim loại thành kim loại

Mn+ + ne → M

* Một số phương pháp điều chế

a. 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.

Ví dụ:

PbO + C → Pb + CO

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2

b. 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 sau Mg (thường là kim loại yếu).

* Ví dụ:

Vàng lẫn trong đất đá có thể hòa tan dần trong dung dịch NaCN cùng với oxi của không khí, được dung dịch muối phức của vàng:

4Au + 8NaCN + O2 + 2H2O → 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH

Sau đó, ion Au3+ trong phức được khử bằng kim loại Zn:

Zn + 2Na[Au(CN)2] → Na2[Zn(CN)4] + 2Au

c. Phương pháp điện phân

– 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.

– 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.

Tính chất của Hợp kim: Định nghĩa, Tính chất hóa học, vật lí, Ứng dụng 

1. Định nghĩa

Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi kim khác

Ví dụ: Thép là hợp kim của sắt với cacbon và một số nguyên tố khác.

2. Tính chất

a. Tính chất vật lý

Tính chất vật lí và tính chất cơ học của hợp kim khác nhiều so với tính chất của các đơn chất:

– Có tính dẫn điện, dẫn nhiệt, tính dẻo và ánh kim do trong hợp kim có các electron tự do

– Tính dẫn điện, dẫn nhiệt của hợp kim giảm so với kim loại thành phần do mật độ electron tự do trong hợp kim giảm đi rõ rệt

– Có độ cứng cao hơn so với các kim loại thành phần do có sự thay đổi về cấu tạo mạng tinh thể, thay đổi về thành phần của ion trong mạng tinh thể

– Có rất nhiều hợp kim khác nhau được chế tạo có hóa tính, cơ tính và lí tính ưu thế như không gỉ, độ cứng cao, chịu nhiệt tốt, chịu ma sát tốt…

Ví dụ:

– Hơp kim không bị ăn mòn: Fe–Cr–Mn (thép inoc)…

– Hợp kim siêu cứng: W–Co, Co–Cr–W–Fe,…

– Hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp: Sn – Pb (thiếc hàn nóng chảy ở 210oC),…

– Hợp kim nhẹ, cứng và bền: Al–Si, Al–Cu–Mn–Mg

b. Tính chất hóa học

Có tính chất hóa học tương tự của các đơn chất tham gia tạo thành hợp kim

3. Ứng dụng

– Do có tính chất hóa học, vật lí, cơ học rất quý nên hợp kim được sử dụng rộng rãi trong các ngành kinh tế quốc dân

– Có những hợp kim trơ với axit, bazơ và các hóa chất khác dùng chế tạo các máy móc, thiết bị dùng trong nhà máy sản xuất hóa chất

– Có hợp kim chịu nhiệt cao, chịu ma sát mạnh dùng làm ống xả trong động cơ phản lực

– Có hợp kim có nhiệt độ nóng chảy rất thấp dùng chế tạo giàn ống dẫn nước chữa cháy tự động…

Lý thuyết Dãy điện hóa của kim loại 

I. Khái niệm về cặp oxi hóa – khử của kim loại

1. Cặp oxi hoá – khử của kim loại

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 5 (ảnh 5)

– Dạng oxi hoá và dạng khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hoá – khử của kim loại.

Ví dụ: Cặp oxi hoá – khử Ag+/Ag; Cu2+/Cu; Fe2+/Fe

2. So sánh tính chất của các cặp oxi hoá – khử

Ví dụ: So sánh tính chất của hai cặp oxi hoá – khử Cu2+/Cu và Ag+/Ag.

Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag

Kết luận: Tính khử: Cu > Ag

Tính oxi hoá: Ag+ > Cu2+

II. Pin điện hóa

a. Cấu tạo

Là 1 thiết bị gồm: 2 lá kim loại, mỗi lá được nhúng vào 1 dd muối có chứa cation của kim loại đó; 2 dd này được nối với nhau bằng 1 cầu muối (dd điện li trơ: NH4NO3, KNO3)

– Suất điện động của pin điện hoá (VD: Zn – Cu)

Epin = 1,10V

b. Giải thích

– Điện cực Zn (cực âm) là nguồn cung cấp e, Zn bị oxi hoá thành Zn2+ tan vào dung dịch:

Zn → Zn2+ + 2e

– Điện cực Cu (cực dương) các e đến cực Cu, ở đây các ion Cu2+ bị khử thành kim loại Cu bám trên bề mặt lá đồng.

Cu2+ + 2e → Cu

– Vai trò của cầu muối: Trung hòa điện tích của 2 dung dịch

+ Cation NH4+ (hoặc K+) và Zn2+ di chuyển sang cốc đựng dung dịch CuSO4

+ Ngược lại: các anion NO3 và SO42- di chuyển sang cốc đựng dung dịch ZnSO4.

Sự di chuyển của các ion này làm cho các dung dịch muối luôn trung hoà điện.

 – Phương trình ion rút gọn biểu diễn quá trình oxi hoá-khử xảy ra trên bề mặt các điện cực của pin điện hoá:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 5 (ảnh 6)

c. Nhận xét

– Có sự biến đổi nồng độ các ion Cu2+ và Zn2+ trong quá trình hoạt động của pin. Cu2+ giảm, Zn2+ tăng

– Năng lượng của phản ứng oxi hóa – khử trong pin điện hóa đã sinh ra dòng điện một chiều.

– Những yếu tố ảnh hưởng đến suất điện động của pin điện hóa như:

+ Nhiệt độ.

+ Nồng độ của ion kim loại.

+ Bản chất của kim loại làm điện cực.

– Trong pin điện hóa:

+ Cực âm (anot): xảy ra quá trình oxi hóa

+ Cực dương (catot): xảy ra quá trình khử

III. Thế điện cực chuẩn của kim loại

1. Điện cực hiđro chuẩn

Trên bề mặt điện cực hiđro xảy ra cân bằng oxi hóa – khử của cặp oxi hóa – khử 2H+/H2

Quy ước rằng: thế điện cực của điện cực hiđro chuẩn bằng 0,00 V ở mọi nhiệt độ, tức là:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 5 (ảnh 7)

2. Thế điện cực chuẩn của kim loại

Thế điện cực tiêu chuẩn của kim loại cần đoc được chấp nhận bằng bằng suất điện động của pin tạo bởi điện cực hiđro chuẩn và điện cực chuẩn của kim loại cần đo. Có 2 trường hợp xảy ra với giá trị của thế điện cực chuẩn:

– Thế điện cực chuẩn của cặp Mn+/M là số dương nếu khả năng oxi hóa của ion Mn+ trong nửa pin Mn+/M là mạnh hơn ion H+ trong nửa pin 2H+/H2

– Thế điện cực chuẩn của cặp Mn+/M là số âm nếu khả năng oxi hóa của ion Mn+ trong nửa pin Mn+/M là yếu hơn ion H+ trong nửa pin 2H+/H2

Ví dụ: Thế điện cực chuẩn của các cặp kim loại:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 5 (ảnh 8)

IV. Dãy thế điện cực chuẩn

Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại còn được gọi là dãy thế oxi hóa – khử chuẩn của kim loại, hoặc dãy thế khử chuẩn của kim loại.

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 5 (ảnh 9)

V. Ý nghĩa của dãy thế điện cực chuẩn của kim loại

1. So sánh tính oxi hóa – khử

Trong dung môi nước, thế điện cực chuẩn của kim loại 

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 5 (ảnh 10)

càng lớn thì tính oxi hóa của cation Mn+ càng mạnh và tính khử của kim loại M càng yếu và ngược lại

2. Xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử

Xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử cũng là sự tìm hiểu về phản ứng đó trong điều kiện tự nhiên có xảy ra hay không.

3. Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa

Suất điện động chuẩn của pin điện hóa (E0pin) bằng thế điện cực chuẩn của cực dương trừ đi thế điện cực chuẩn của cực âm. Suất điện động của pin điện hóa luôn là số dương.

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 5 (ảnh 11)

4. Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa – khử

Ta có thể xác định được thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa – khử khi biết suất điện động chuẩn của pin điện hóa (E0pin) và thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa – khử còn lại.

E0(+) = E0pin + E0(-); E0(-) = E0(+) – E0pin

Lý thuyết Sự điện phân, Sự ăn mòn

A. SỰ ĐIỆN PHÂN

I. Sự điện phân

    – Sự điện phân là quá trình oxi hóa – khử xảy ra ở bề mặt các điện cực khi có dòng điện một chiều đi qua chất điện li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li.

    – Khi đó các cation chạy về cực âm (catot) còn các anion chạy về điện cực dương (anot), tại đó xảy ra phản ứng trên các điện cực (sự phóng điện):

        + Tại catot xảy ra quá trình khử cation (Mn+ + ne → M)

        + Tại anot xảy ra quá trình oxi hóa anion (Xn- → X + ne)

II. Sự điện phân các chất điện ly

1. Điện phân chất điện li nóng chảy

Nguyên tắc: Khử các ion kim loại bằng dòng điện bằng cách điện phân nóng chảy hợp chất của kim loại.

Phạm vi áp dụng: Điều chế các kim loại hoạt động hoá học mạnh (nhóm IA, IIA và Al) như K, Na, Ca, Mg, Al.

Ví dụ 1: Điện phân NaCl nóng chảy có thể biểu diễn bằng sơ đồ:

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 5 (ảnh 12)

Phương trình điện phân là: 2NaCl → 2Na + Cl2

2. Điện phân dung dịch chất điện li trong nước

– Điều chế các kim loại trung bình, yếu (sau Al).

Mn+ + ne → M

* Lưu ý:

– Nếu điện phân dung dịch mà có các ion K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+ thì nước sẽ tham gia điện phân.

2H2O + 2e → H2 + 2OH

– Nếu trong dung dịch có nhiều cation thì cation nào có tính oxi hóa mạnh hơn sẽ bị khử trước.

Ví dụ: Điện phân dung dịch mà catot có chứa các ion Na+, Fe2+, Cu2+, Ag+ và Zn2+ thì thứ tự điện phân sẽ là:

Ag+ + 1e → Ag

Cu2+ + 2e → Cu

Fe2+ + 2e → Fe

Zn2+ + 2e → Zn

2H2O + 2e → H2 + 2OH

– Các ion H+ của axit dễ bị khử hơn các ion H+ của nước

3. Quá trình điện phân diễn ra tại anot

– Tại anot xảy ra quá trình oxi hóa anion

Xn- → X + ne

a. Anot trơ (điện cực được làm bằng than chì)

Gốc axit không chứa oxi như halogenua X, sunfua S2- … thì gốc axit tham gia điện phân

– Thứ tự anion bị oxi hóa: S2- > I > Br > Cl > RCOO > OH > H2O

Gốc axit có chứa oxi NO3, SO42-, PO43-, CO32-, ClO4 … thì nước tham gia điện phân.

2H2O → O2 + 4H+ + 4e

b. Anot tan: Anot tham gia điện phân được ứng dụng để mạ điện

* Lưu ý:

– Trong điện phân dung dịch nước giữ một vai trò quan trọng:

+ Là môi trường để các cation và anion di chuyển về 2 cực.

+ Có thể tham gia vào quá trình điện phân:

Tại catot (-) H2O bị khử:

2H2O + 2e → H2 + 2OH

Tại anot (+) H2O bị oxi hóa:

2H2O → O2 + 4H+ + 4e

– Về bản chất nước nguyên chất không bị điện phân do điện ở quá lớn (I = 0). Do vậy muốn điện phân nước cần hoà thêm các chất điện li mạnh như: muối tan, axit mạnh, bazơ mạnh.

* Định luật Faraday

Khối lượng chất giải phóng ở mỗi điện cực tỉ lệ với điện lượng đi qua dung dịch và đương lượng của chất

Tóm tắt Lý thuyết Hóa 12 Chương 5 (ảnh 13)

Trong đó:

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

    – A: khối lượng mol nguyên tử của chất thu được ở điện cực

    – n: số electron mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận

    – I: cường độ dòng điện (A)

    – t: thời gian điện phân (s)

    – F: hằng số Faraday (F = 96500 Culong/mol)

B. SỰ ĂN MÒN

I. Khái niệm sự ăn mòn

– Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim dưới tác dụng của môi trường xung quanh.

II. Phân loại

– Ăn mòn kim loại gồm ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa.

1. Ăn mòn hóa học

a. Nguyên nhân: do kim loại có phản ứng hóa học trực tiếp với các chất ở môi trường xung quanh.

b. 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…

c. 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

a. Khái niệm

– 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.

 b. 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).

c. Ăn mòn điện hóa học hợp kim của sắt (gang, thép) trong không khí ẩm

Sự ăn mòn điện hóa học các hợp kim của sắt (gang, thép) trong không khí ẩm có ảnh hưởng đặc biệt nghiêm trọng đối với nền kinh tế của các quốc gia.

– Ở cực âm xảy ra sự oxi hóa: Fe → Fe2+ + 2e

– Ở cực dương xảy ra sự khử: O2 + 2H2O + 4e → 4OH

Ion Fe2+ tan vào dung dịch chất điện li có hòa tan khi oxi. Tại đây, ion Fe2+ tiếp tục bị oxi hóa dưới tác dụng của ion OH tạo ra gỉ sắt có thành phần chủ yếu là Fe2O3.nH2O

d. 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)

e. 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.

III. Chống ăn mòn kim loại

    Để bảo vệ kim loại khỏi sự ăn mòn có thể sử dụng các phương pháp sau:

1. Phương pháp bảo vệ bề mặt

– 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.

2. Phương pháp điện hóa: dùng kim loại mạnh hơn kim loại ở cực âm không tác dụng với nước gắn vào vật bị ăn mòn phần chìm trong dung dịch điện li (anot hi sinh).

Ví dụ: Để bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép, người ta gắn các lá Zn vào phía ngoài vỏ tàu ở phần chìm trong nước biển (nước biển là dung dịch chất điện li). Phần vỏ tàu bằng thép là cực dương, các lá Zn là cực âm.

– Ở anot (cực âm): Zn bị oxi hóa Zn → Zn2+ + 2e

– Ở catot (cực dương): O2 bị khử 2H2O + O2 + 4e → 4OH

Kết quả là vỏ tàu được bảo vệ, Zn là vật hi sinh, nó bị ăn mòn. Nhưng tốc độ ăn mòn điện hóa của kẽm trong điều kiện này tương đối nhỏ và vỏ tàu được bảo vệ trong thời gian dài. Sau một thời gian nhất định, người ta thay những lá Zn bị ăn mòn bằng những lá Zn khác.

Đăng bởi: THPT Văn Hiến

Chuyên mục: Lớp 12, Hóa Học 12

Trả lời

Email của bạn sẽ không được hiển thị công khai.

Back to top button