BÀI 1. KIM LOẠI

Chia sẻ: Le Ngan | Ngày: | Loại File: DOC | Số trang:9

Thêm vào BST

Báo xấu

122
lượt xem 18
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học kim loại chiếm hơn 80% tổng số nguyên tố, kim loại ở những vị trí: - Nhóm IA (trừ H), nhóm IIA: các kim loại này là những nguyên tố s. - 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 f. Các nguyên tố càng...

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: BÀI 1. KIM LOẠI

BÀI 1: KIM LOẠI I. Vị trí cấu tạo của kim loại 1. Vị trí: Trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học kim loại chi ếm hơn 80% t ổng s ố nguyên tố, kim loại ở những vị trí: - Nhóm IA (trừ H), nhóm IIA: các kim loại này là những nguyên tố s. - Nhóm IIIA (trừ B), một phần của các nhóm IVA, VA, VIA: các kim lo ại này là nh ững nguyên tố p. - Các nhóm B (từ IB đến VIIIB): các kim loại chuyển ti ếp, chúng là nh ững nguyên t ố d. - Họ lantan và actini (xếp riêng thành hai hàng ở cuối b ảng): các kim lo ại thu ộc hai h ọ này là những nguyên f. Các nguyên tố càng nằm ở bên trái, phía dưới của bảng, tính kim loại càng mạnh. 2. Cấu tạo của nguyên tử kim loại - Nguyên tử kim loại có số electroon ở lớp ngoài cùng nhỏ (1,2,3e), dễ dàng nhường electron trong các phản ứng hóa học. - Bán kính nguyên tử của các nguyên tố kim loại (ở phía dưới, bên trái bảng tuần hoàn) nhìn chung lớn hơn bán kính nguyên tử các nguyên tố phi kim ( ở phía trên, bên ph ải bảng tuần hoàn). 3. Cấu tạo tinh thể kim loại - Hầu hết các nguyên tố kim loại ở điều kiện nhiệt độ thường đều tồn tại dưới dạng tinh thể (trừ thủy ngân) - Trong tinh thể kim loại nguyên tử và ion kim loại nằm ở những nút mạng tinh thể. Các electron hóa trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể. - 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 lo ại n ằm ở các nút mạng tinh thể và các electron tự do di chuyển trong toàn b ộ m ạng l ưới tinh th ể kim loại. Ion dương kim loại Hút nhau II. Tính chất vật lí Kim loại có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tôt, có tính dẻo, có ánh kim. Do đặc tính cấu tạo của mạng lưới kim loại ta giải thích tính chất vật lí của nó. a) Tính dẻo: các lớp mạng tinh thể kim loại khi trượt lên nhau vẫn liên kết được với nhau nhờ lực hút tĩnh điện của các electron tự do với các cation kim lo ại. Nh ững kim loại có tính dẻo cao là Au, Ag, Al, Cu, Zn… b) Tính dẫn điện: nhờ các electron tự do có thể chuyển dời thành dòng có hướng dưới tác dụng của điện trường. Nói chung nhiệt độ của kim loại càng cao thì tính dẫn đi ện của kim loại càng giảm. Kim loại dẫn điện tốt nhất là Ag, tiếp sau là Cu, Au, Al, Fe… c) Tính dẫn nhiệt: nhờ sự chuyển động của các electron tự do mang năng lượng (động năng) từ vùng có nhiệt độ cao đến vùng có nhiệt độ thấp c ủa kim lo ại. Nói chung kim loại nào dẫn điện tốt thì dẫn nhiệt tốt. Tóm lại: những tính chất vật lí chung của kim loại nh ư trên ch ủ y ếu do các electron tự do trong kim loại gây ra. Tính chất vật lí riêng - Khối lượng riêng: được chia thành 2 loại  Kim loại nhẹ: Na, K, Mg.....  Kim loại nặng: Fe, Cu, Ag, ... - Nhiệt độ nóng chảy: kim loại có nhiệt độ nóng chảy thấp nhất là Hg(-390C), kim loại có nhiệt độ nóng chảy cao nhất la W(34100C). - Tính cứng: được chia 2 loại  Kim loại cứng; W, Cr...  Kim loại mềm: Na, K,... III.Tính chất hóa học
1. Nhận xét chung Do có năng lượng ion hóa thấp và độ âm điện nhỉ nên kim loại có khuynh hướng nhường electron để chuyển thành ion dương và thể hiện tính khử. M → Mn+ + ne Kim loại được sắp xếp theo tính khử giảm dần: K, Ca, Na, Mg, Al, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Au 2. Các phản ứng đặc trưng: a) Phản ứng với oxi: Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, Cu, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn Ag, Pt, Au Hg Phản ứng không điều kiện Phản ứng khi nung đôt Không phản ứng Đốt chaý sáng không chaý sáng trừ Fe 4Al + 3O2 2Al2O3 3Fe + 2O2 Fe3O4 b) Phản ứng với halogen và các phi kim khác: - Với halogen: các kim loại kiềm, kiềm thổ, Al, phản úng ngay nhiệt độ thường. Các kim loại khác phản ứng yếu hơn, phải đun nóng. 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 Hg + S → HgS - Với phi kim khác phải đun nóng: c) Phản ứng với hidro: Kim loại kiềm và kim loại kiềm thổ phản ứng tạo hợp chất hidrua kim loại dạng muối' 2Na + H2 → 2NaH d) Phản ứng với nước: K, Ba, Ca, Na Mg Al Mn, Zn, Cr, Fe Phản ứng tạo - không pư ở nhiệt độ Phản ứng tạo oxit hidroxit tuong ứng thường. Không xảy ra tương ứng và giải và giải phóng hidro - nhiệt độ cao pư xảy ra phóng hidro. Mg + H2O(h) MgO + H2 3Fe + 4H2O(h) Fe3O4 + 4H2 Fe + H2O(h) FeO + H2 e) Phản ứng với axit: axit Kim loại hoạt động (trước H) Kim loại thụ động (sau H) Nói chung pư tạo muối clorua kim Nói chung không pư. HCl loại (hóa trị thấp). Cu tan nếu có oxi (hòa tan hoặc Pb chỉ pư nếu đun nóng phơi trong không khí).
Nói chung pư tạo muối sunfat kim loại ( hóa trị thấp). Không pư. H2SO4 l Pb không phản ứng do PbSO4 kết Cu tan nếu có oxi. tủa. 2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2 2K + H2SO4 → K2SO4 + H2 f) Phản ứng với kiềm: Một số kim loại đứng trước hidro và hidroxit của nó có tính lưỡng tính (Be, Zn, Al, Cr) có thể pư với kiềm mạnh. 2Al + 6H2O + 2NaOH → 2Na[Al(OH)4] + 3H2 g) Phản ứng kim loại mạnh đẩy kim loại yếu khỏi hợp chất:  Tác dụng với dung dịch muối - Điều kiện để kim loại M đẩy được kim loại X ra khỏi dung dịch muối của nó: + M đứng trước X trong dãy thế điện cực chuẩn + Cả M và X đều không tác dụng được với nước ở điều kiện thường + Muối tham gia phản ứng và muối tạo thành phải là muối tan: xM (r) + nXx+ (dd) → xMn+ (dd) + nX (r) - K- Khối lượng chất rắn tăng: ∆m↑ = mX tạo ra – mM tan hối lượng chất rắn giảm: ∆m↓ = mM tan – mX tạo ra - Hỗn hợp các kim loại phản ứng với hỗn hợp dung dịch muối theo thứ tự ưu tiên: kim loại khử mạnh nhất tác dụng với cation oxi hóa mạnh nhất để tạo ra kim loại khử yếu nhất và cation oxi hóa yếu nhất - Với nhiều anion có tính oxi hóa mạnh như NO3-, MnO4-,…thì kim loại M sẽ khử các anion trong môi trường axit (hoặc bazơ) Al + 3AgNO3 → Al(NO3)3 + 3Ag Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu↓  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 2Al + Fe2O3 2Fe + Al2O3 h) Phản ứng với oxi hóa: Kim loại thụ động (sau axit Kim loại hoạt động ( trước hidro ) hidro) Tạo muối sunfat kim loại (hóa trị cao) sản phẩm khử của S và nước. Tạo muối sunfat kim loại, H2SO4 đặc Al, Mn, Cr, Fe thụ động trong H2SO4 dặc SO2 và nước nguội. Tạo muối nitrat kim loại (hóa trị cao) Tạo muối nitrat kim loại, HNO3 loãng sản phẩm khử của N và nước. NO va nước. HNO3 dặc Tạo muối nitrat kim loại, NO2 và nước.
2Fe + 6H2SO4 (đặc) Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 4Mg + 5H2SO4 (đặc) 4MgSO4 + H2S + 4H2O Cu + 4HNO3 (đặc) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3 (loãng) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O IV. Dãy thế điện hóa của kim loại 1. Cặp oxi hóa khử của kim loại: Dạng oxi hóa và dạng khử của cùng một nguyên tố kim lo ại t ạo nên c ặp oxi hóa – khử. Một cặp oxi hóa – khử được biểu diễn dưới dạng oxi hóa/khử (Mn+/M). Ví dụ: Cu2+ và Cu tạo thành một cặp oxi hóa – khử Cu2+/Cu. 2. Điện thế oxi hóa khử: Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại là dãy sắp xếp các kim lo ại theo th ứ t ự tăng d ần thế điện cực chuẩn 3. Ý nghĩa của dãy thế điện thế của kim loại: a. So sánh tính oxi hóa – khử Trong dung môi nước, thế điện cực chuẩn của kim loại EoMn+/M càng lớn thì tính oxi hóa của cation Mn+ càng mạnh và tính khử của kim loại M càng yếu và ngược lại b Xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử Xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử cũng là sự tìm hi ểu v ề ph ản ứng đó trong điều kiện tự nhiên có xảy ra hay không. - Kim loại của cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn nhỏ h ơn kh ử đ ược cation kim loại của cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn lớn h ơn (nói cách khác, cation kim loại trong cặp oxi hóa – khử có thế điện c ực chuẩn lớn h ơn có th ể oxi hóa đ ược kim loại trong cặp có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn) - Ví dụ: ion Pb2+ có oxi hóa được Zn hay không trong phản ứng: Pb 2+(dd) + Zn(r) → Pb(r) + Zn2+(dd) Nếu phản ứng hóa học trên xảy ra giữa 2 cặp oxi hóa – kh ử Pb 2+/Pb và Zn2+/Zn, ta viết các cặp oxi hóa – khử trên theo trình tự: cặp nào có giá trị E o lớn hơn ở bên phải, cặp nào có giá trị Eo nhỏ hơn ở bên trái. Ta có:
Theo quy tắc α: ion Pb2+ oxi hóa được Zn, sản phẩm là những chất oxi hóa (Zn 2+) và chất khử (Pb) yếu hơn. Phản ứng trên có xảy ra - Kim loại trong cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn âm khử đ ược ion hiđro c ủa dung dịch axit (nói cách khác, cation H + trong cặp 2H+/H2 có thể oxi hóa được kim loại trong cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn âm) 3. Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa Eopin = Eo(+) – Eo(-) Ví dụ: suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn – Cu là: E opin = EoCu2+/Cu – EoZn2+/Zn = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V 4. Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa – khử V. Ăn mòn kim loại và chống ăn mòn 1. Sự ăn mòn kim loại: Ăn mòn kim loại là sự phá hủy 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 của sự ăn mòn kim loại, người ta phân thành hai dạng chính: ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa a. Ăn mòn hóa học: - Ăn mòn hóa học là quá trình oxi hóa – khử, trong đó kim lo ại ph ản ứng tr ực ti ếp v ới các chất oxi hóa trong môi trường (các electron c ủa kim lo ại đ ược chuyển tr ực ti ếp đến các chất trong môi trường) và không có xuất hi ện dòng đi ện , nhiệt độ càng cao thì tốc độ ăn mòn càng mạnh. - Ăn mòn hóa học thường xảy ra ở những bộ phận của thiết bị lò đốt hoặc những thiết bị thường xuyên tiếp xúc với hơi nước và khí oxi…Ví dụ: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 3Fe + 2O2 Fe3O4 b. Ăn mòn điện hóa: Ăn mòn điện hóa học là loại ăn mòn kim loại phổ biến và nghiêm trọng nhất trong t ự
nhiên Ăn mòn điện hóa là sự phá hủy kim loại do kim loại tiếp xúc với dung dịch chất điện li tạo nên dòng điện. Điều kiện xảy ra ăn mòn điện hóa học: đồng thời cả 3 điều kiện sau: - Các điện cực phải khác nhau về bản chất. Có thể là cặp hai kim loại khác nhau, kim loại – phi kim hay kim loại – hợp chất. Kim loại có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn là cực âm - 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 Ăn mòn điện hóa học hợp kim của sắt (gang, thép) trong không khí ẩm - Gang, thép là hợp kim Fe – C gồm những tinh th ể Fe ti ếp xúc tr ực ti ếp v ới tinh th ể C (graphit) - Không khí ẩm có chứa H 2O, CO2, O2…tạo ra lớp dung dịch chất điện li phủ lên bề mặt gang, thép làm xuất hiện vô số pin điện hóa mà Fe là cực âm, C là cực dương - Ở cực âm xảy ra sự oxi hóa: Fe → Fe2+ + 2e - Ở cực dương xảy ra sự khử: 2H+ + 2e → H2 và O2 + 2H2O + 4e → 4OH- - Tiếp theo: Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + O2(kk) + 2H2O → 4Fe(OH)3 - Theo thời gian Fe(OH)3 sẽ bị mất nước tạo ra gỉ sắt có thành phần chủ yếu là Fe2O3.xH2O Cách chống ăn mòn kim loại:  Cách li kim loại với môi trường.  Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox).  Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm)  Dùng phương pháp điện hóa: Phương pháp bảo vệ điện hóa là dùng một kim loại có tính khử mạnh hơn làm vật hi sinh để bảo vệ vật liệu kim loại. Vật hi sinh và kim loại cần bảo vệ hình thành một pin điện, trong đó vật hi sinh đóng vai trò c ực âm và bị ăn mòn. VI. Điều chế kim loại: 1. Nguyên tắc: khử ion kim loại thành kim loại. Mn+ + ne → M 2. Các phương pháp điều chế: a. Phương pháp thủy luyện - Phương pháp thủy luyện còn gọi là phương pháp ướt, được dùng để đi ều ch ế những kim loại có độ hoạt động hóa học thấp như Au, Ag, Hg, Cu...... Cơ sở của phương pháp này là dùng những dung dịch thích hợp, nh ư dung d ịch H 2SO4, NaOH, NaCN…để hòa tan kim loại hoặc hợp chất của kim lo ại và tách ra kh ỏi ph ần không tan có trong quặng. Sau đó các ion kim loại trong dung dịch đ ược kh ử b ằng kim
loại có tính khử mạnh hơn, như Fe, Zn…. - điều chề đồng kim loại: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu - điều chế bạc kim loại: Fe + 2Ag+ → Fe2+ Ag b. Phương pháp nhiệt luyện - Phương pháp nhiệt luyện được ứng dụng rộng rãi trong công nghiệp để điều chế những kim loại có độ hoạt động hóa học trung bình như Zn, Cr, Fe, Sn, Pb,… - Cơ sở của phương pháp này là khử những ion kim loại trong các hợp chất ở nhiệt độ cao bằng các chất khử mạnh như C, CO, H2 hoặc Al, kim loại kiềm hoặc kiềm thổ PbO + C Pb + CO Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 c. Phương pháp điện phân - Phương pháp điện phân là phương pháp vạn năng, được dùng để điều chế hầu hết các kim loại, từ những kim loại có độ hoạt động hóa học cao đến trung bình và thấp - Cơ sở của phương pháp này là dùng dòng điện một chiều để khử các ion kim loại. Tác nhân khử là cực ( – ) mạnh hơn nhiều lần tác nhân khử là chất hóa học - Điều chế kim loại có tính khử mạnh như Li, Na, K, Al…bằng cách điện phân những hợp chất (muối, bazơ, oxit) nóng chảy của chúng ZnBr2 Zn + Br2 2CuSO4 + 2H2O 2Cu + 2H2SO4 + O2 VII. Hợp chất của kim loại: 1. Oxit MxOy: a. Đều là tinh thể. b. Tác dụng với H2O: một số kim loại mạnh (kim loại kiềm, kiềm thổ) và m ột số hidroxit có số oxi hóa cao tác dụng trực tiếp với nước. K2O + H2O → 2KOH BaO + H2O → Ba(OH)2 c. Tác dụng với axit: phần lớn các oxit azo phản wmhs với axit. Fe3O4 + 8HCL → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O d. Tác dụng với oxit axit: chỉ có oxit của các kim loiaj mạnh phản ứng. Na2O + CO2 → Na2CO3 e. Tác dụng với kiềm: các oxit axit và các oxit lưỡng tính phản ứng được. Al2O3 + 2KOH → 2KAlO2 + H2O 2. Hidroxit: là hợp chất tương ứng với sản phẩm kết hợp oxit và H2O. Hidroxit có tính bazo hoặc axit. a. Hidroxit của một số kim loại (trừ kim loại kiềm thổ và kim loại kiềm) bị nhiệt phân khi nung nóng. 2M(OH)n → M2On + nH2O b. Tính tan trong nước: phần lớn ít tan chỉ có hidroxit của kim loại kiềm, Ba(OH)2 và một số hidroxit trong đó kim loại có hóa trị cao la tan được trong nước. Ví dụ: H2CrO4, H2Cr2O7...... c. Tính axit-bazo:phần lớn có tính bazo, một số có tính lưỡng tính( như Be(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2.....), một số là axit( H2CrO4, H2Cr2O7 ).
d. Tính oxi hóa-khử: thể hiện rõ đối với một số hidroxit của kim loại có nhiều số oxi hóa hoặc hidroxit của kim loại yếu. 2Ni(OH)3 + 6HCl → 2NiCl2 + Cl2 + H2O 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → Fe(OH)3 3. Muối: a. Tính tan của muối  Muối nitrat của các kim loại: đều dễ tam trong nước (NaNO3, KNO3......).  Muối sunfat của các kim loại: phần lớn dễ tan, trừ CaSO4, BaSO4, PbSO4, Ag2SO4  Muối clorua của các kim loại: phần lớn dễ tan, trừ AgCl, PbCl2, CuCl2, HgCl2..  Muối cacbonat của kim loại: phần lớn khó tan, trừ kim loại kiềm và amoni.  Muối cacbonat axit: nói chung tan tốt . b. Tính oxi hóa-khử của muối: - một số muối có số oxi hóa thấp của kim loại kém bền, có tính khử. 2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3 -- Một số muối của kim loại yếu, hoặc có số oxi hóa cao của kim loại thì kém bền, có tính oxi hóa hoặc dễ bị phân hủy: CuCl2 → Cu + Cl2