zunia.vn

Tuyển sinh 2024 dành cho Gen-Z

zunia.vn

» Khoa Học Tự Nhiên

Lý thuyết về đại cương kim loại

Chia sẻ: Đình Lân | Ngày: | Loại File: DOC | Số trang:16

Báo xấu

146
lượt xem 9
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Tài liệu "Lý thuyết về đại cương kim loại" trình bày vị trí của kim loại trong bản tuần hoàn, cấu tạo nguyên tử kim loại, mạng tinh thể kim loại.. Mời các bạn tham khảo!

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Lý thuyết về đại cương kim loại

CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 1 I. Vị trí của kim loại trong bảng tuần hoàn Hơn 80% các nguyên tố hóa học là kim loại. Trong bảng tuần hoàn, kim loại gồm: Các nguyên tố s thuộc nhóm IA và IIA (trừ H, He). Các nguyên tố p thuộc nhóm IIIA (trừ Bo), Sn, Pb (nhóm IVA), Bi (nhóm VA) và Po (nhóm VIA). Tất cả các nguyên tố d (thuộc các nhóm B). Tất cả các nguyên tố f (thuộc họ Lantan và họ Actini). → Kim loại tập trung ở phía dưới và bên trái của bảng tuần hoàn. II. Cấu tạo nguyên tử kim loại Nguyên tử kim loại có ít e ở lớp ngoài cùng: thường từ 1 đến 3e. Bán kính nguyên tử lớn và điện tích hạt nhân nhỏ so với các phi kim trong cùng chu kì. Năng lượng ion hóa thấp và độ âm điện nhỏ so với các phi kim cùng chu kỳ. III. Mạng tinh thể kim loại 1. Mạng tinh thể kim loại: a. Lập phương tâm khối : Nguyên tử kim loại, ion kim loại nằm ở tâm và các đỉnh của khối lập phương. Ví dụ : Li,Na,K,Rb,V,Cr,Fe,Nb,Mo,Ta,W,Eu b. Lập phương tâm diện: Nguyên tử kim loại, ion kim loại nằm ở tâm các mặt và các đỉnh của khối lập phương. Ví dụ : Ca,Sr,Al,Ni,Cu,Ag,Au... c. Lục phương: Nguyên tử kim loại, ion kim loại nằm ở tâm các mặt của hình lục giác đứng và các đỉnh của hình lục giác. Ví dụ : Be,Mg,Zn,Cd,Co,La... Mạng lập phương tâm Mạng lập phương Mạng lục phương khối tâm diện Ô mạng cơ Hình lập phương Hình lập phương Hình lục giác đứng sở Đơn vị cấu Nguyên tử, ion kim loại Nguyên tử, ion kim loại Nguyên tử, ion kim loại trúc Khái niệm Nguyên tử, ion kim loại Nguyên tử, ion kim loại Nguyên tử, ion kim loại nằm nằm trên các đỉnh và tâm nằm trên các đỉnh và trên các đỉnh và tâm các mặt của hình lập phương tâm các mặt của hình hình lục giác đứng và ba nguyên lập phương tử, ion kim loại notronằm phía trong hình lục giác Độ đặc khít 68% 74% 74% 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 2 Ví dụ Kim loại kiềm (IA) ; Ba Ca, Sr, Cu, Ag, Au, Ni, Be, Mg, Zn, Cd, Co… Pd, Pt, Al, Pb… Fe, Cr, W, V … 2. Tính chất của tinh thể kim loại : Mạng tinh thể kim loại có các e tự do di chuyển được trong mạng tinh thể nên kim loại có một số tính chất cơ bản : Ánh kim, dẫn điện tốt, dẫn nhiệt tốt và có tính dẻo. IV. Tính chât vật lí của kim loại 1. Các tính chất vật lí chung Kim loại có tính chất vật lí chung là dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt và có ánh kim. Các tính chất vật lí chung này là do các e tự do có trong mạng tinh thể kim loại gây ra. 2. Một số tính chất vật lí khác 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 nặng (Zn, Fe...). Nhiệt độ nóng chảy: biến đổi từ 390C (Hg) đến 34100C (W). Thường thì: + 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... V. Tính chất hoá học Tính chất hóa học của các kim loại là tính khử: M → 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 → oxit bazơ hoặc oxit lưỡng tính. 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. 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 3 + 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 clo Các kim loại đều tác dụng với clo khi đun nóng → muối clorua (KL có hóa trị cao). 2M + nCl2 → 2MCln c. Với các phi kim khác Các kim loại còn phản ứng được với nhiều phi kim khác như Br2, I2, S... 2Al + 3I2 → 2AlI3 (H2O) Fe + S → FeS (t0) 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) 3. Tác dụng với dung dịch axit 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 4 a. Với các dung dịch axit HCl, H2SO4 loãng, H3PO4... (H+) Chỉ kim loại đứng trước H2 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 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+ Khi viết PTHH kim loại không tan tác dụng với dung dịch muối ta chú ý dùng quy tắc alpha: Ví dụ: Cu tác dụng với dung dịch AgNO3 5. Phản ứng với dung dịch kiềm 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 5 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. Chú ý: * Bản chất của phản ứng n CO = n CO2 = n O/ oxit n H2O = n H2 = n O/ oxit * Có thể dùng phương pháp tăng/ giảm khối lượng để giải 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 sau Mg (thường là kim loại yếu). Phương pháp thủy luyện có hai giai đoạn: + Thứ nhất là hòa tan quặng (nguyên liệu). + Thứ hai là dùng kim loại mạnh hơn đẩy kim loại cần điều chế ra khỏi dung dịch. 3. Phương pháp điện phân Điện phân là quá trình oxi hóa khử xảy ra trên bề mặt các điện cực dưới tác dụng của dòng điện một chiều đi qua dung dịch điện ly hoặc chất điện ly nóng chảy. Quá trình điện phân xảy ra qua bốn giai đoạn: + Giai đoạn 1: Các chất điện ly phân ly ra ion (trong dung dịch hoặc khi nóng chảy). 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 6 + Giai đoạn 2: Các ion di chuyển đến các điện cực trái dấu (do lực hút trái dấu của điện cực). + Giai đoạn 3: Ở cực dương (anot) xảy ra quá trình oxi hóa, ở cực âm (catot) xảy ra quá trình khử. Các quá trình này tuân theo quy tắc của phản ứng oxi hóa khử (các chất khử mạnh bị oxi hóa trước, các chất oxi hóa mạnh bị khử trước). + Giai đoạn 4: Các phản ứng phụ xảy ra giữa điện cực và sản phẩm hoặc giữa các sản phẩm với nhau. Dựa vào các giai đoạn trên các bạn có thể viết sơ đồ điện phân và phương trình điện phân tổng quát cho từng trường hợp khác nhau. 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. Phương pháp Catot () Anot (+) Ag + > Fe3+ > Cu 2+ > H + > Fe 2+ ... > H 2O NO3− ; SO42− không bị điện phân (kim loại yếu ra trước) Nếu anot bằng Cu thì đầu tiên: M n + : M là kiềm; kiềm thổ; nhôm Cu − 2e = Cu 2+ không bị điện phân trong dung dịch: Sau đó thứ tự là: H 2O + 2e 2OH − + H 2 I − > Br − > Cl − > H 2O 2 H 2O − 4e 4 H + + O2 Chú ý áp dụng bảo toàn electron Khối lượng dung dịch điện phân giảm bao gồm kết tủa (Kim loại) và khí bay lên thường là O2 ;Cl2 ;H2… Chú ý trong nhiều trường hợp cần áp dụng BT khối lượng. 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 7 Một số chú ý khi giải bài tập Chú ý về khối lượng kết tủa và bay hơi Chú ý về thứ tự điện phân Chú ý về điện cực (trơ hay không trơ) Chú ý bảo toàn mol electron It Cho I và t thì tính ngay số mol e trao đổi ne = F Chú ý 1: Trả lời câu hỏi sản phẩm là gì? Chú ý 2: Đặt ẩn và áp dụng các định luật bảo toàn(BTE – BTNT có thể dùng tới BTKL) Chú ý 3: 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 m = 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 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 = 1,602.1019.6,022.1023 ≈ 96500 C.mol1) : đương lượng gam hóa học Biểu thức liên hệ: Q = I.t = 96500.ne ne = (ne là số mol electron trao đổi ở điện cực) 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 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 8 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. Kinh nghiệm: những trường hợp xuất hiện ăn mòn điện hóa thường gặp: + Kim loại – kim loại (Fe Cu) kim loại mạnh bị ăn mòn (anot bị oxi hóa) kim loại yếu được bảo vệ + Kim loại – phi kim (Fe C thép) + Kim loại đẩy kim loại ra khỏi muối (Fe tác dụng dung dịch CuSO4). + Kim loại + dd axit và muối của kim loại đứng sau 3. Bảo vệ kim loại khỏi sự ăn mòn 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 9 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). VIII. Pin điện: 1. Khái niệm về cặp oxi hóa – khử của kim loại Dạng oxi hóa và dạng khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp 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. Pin điện hóa a. Khái niệm về pin điện hóa, suất điện động và thế điện cực Suất điện động của pin (E) là hiệu của thế điện cực dương (E(+)) và điện cực âm (E()). Điện cực dương là điện cực có thế lớn hơn và suất điện động của pin luôn là số dương E = E(+) – E() Suất điện động chuẩn của pin (Eo) là suất điện động khi nồng độ ion kim loại ở điện cực đều bằng 1M (ở 25oC) Eo = Eo(+) – Eo() hoặc Eo = Eocatot – Eoanot Ví dụ: Eo = EoCu2+/Cu – EoZn2+/Zn gọi là suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn – Cu b. Cơ chế phát sinh dòng điện trong pin điện hóa 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 10 Giải thích hiện tượng của thí nghiệm: Điện cực Zn bị oxi hóa: Zn → Zn2+ + 2e (sự mất electron xảy ra trên bề mặt lá Zn và lá Zn trở thành nguồn electron nên đóng vai trò cực âm, các electron theo dây dẫn đến cực Cu). Do vậy cực Zn bị ăn mòn Trong cốc đựng dung dịch CuSO4, các ion Cu2+ di chuyển đến lá Cu, tại đây chúng bị khử thành Cu kim loại bám trên cực đồng: Cu2+ + 2e → Cu. => Nồng độ Cu2+ trong dung dịch giảm dần, khiến cho màu xanh trong dung dịch nhạt dần 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 11 Trong quá trình hoạt động của pin điện hóa Zn – Cu, nồng độ ion Zn2+ trong cốc đựng dung dịch ZnSO4 tăng dần, nồng độ ion Cu2+ trong cốc kia giảm dần. Đến một lúc nào đó, dòng electron trong dây dẫn không còn, dòng điện tự ngắt Để duy trì được dòng điện trong quá trình hoạt động của pin điện hóa, người ta dùng cầu muối. Vai trò của cầu muối là trung hòa điện tích của 2 dung dịch: các ion dương Na hoặc K+ và Zn2+ di chuyển qua cầu muối đến cốc đựng dung dịch CuSO4. Ngược lại , + các ion âm SO42 hoặc NO3 di chuyển qua cầu muối đến dung dịch ZnSO4 Ở mạch ngoài (dây dẫn), dòng electron đi từ cực Zn sang cực Cu còn dòng điện đi từ cực Cu sang cực Zn. Vì thế điện cực Zn được gọi là anot (nơi xảy ra sự oxi hóa), điện cực Cu được gọi là catot (nơi xảy ra sự khử). Vậy trong pin điện hóa, anot là cực âm là của kim loại mạnh bị ăn mòn còn catot là cực dương (kim loại yếu hơn/ phi kim) có khí thoát ra Phương trình hóa học của phản ứng xảy ra trong pin điện hóa Zn – Cu: quy tắc α Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu => Kết luận: + Có sự biến đổi nồng độ của các ion Cu2+ và Zn2+ trong quá trình hoạt động của pin 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 12 + 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 4. Thế điện cực chuẩn của kim loại a. Điện cực hiđro chuẩn Cấu tạo của điện cực hiđro chuẩn: gồm một thanh platin (Pt) được đặt trong một dung dịch axit có nồng độ ion H+ là 1M (pH = 0). Bề mặt điện cực hấp thụ khi hiđro, được thổi liên tục vào dung dịch dưới áp suất 1 atm. Như vậy 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: Eo2H+/H = 0,00 V b. 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: EoZn2+/Zn = – 0,76 V ; EoAg+/Ag = + 0,80 V 5. Thế điện cực chuẩn của kim loại 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. Tùy thuộc vào mục đích sử dụng, người ta dùng tên dãy sao cho phù hợp 6. Ý nghĩa của dãy thế điện cực chuẩn 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 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 13 b. 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. Có một số phương pháp xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử: *Phương pháp 1 (phương pháp định tính): Kim loại của cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn khử được cation kim loại của cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn lớn hơn (nói cách khác, cation kim loại trong cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn lớn hơn có thể oxi hóa được 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: Pb2+(dd) + Zn(r) → Pb(r) + Zn2+(dd) Nếu phản ứng hóa học trên xảy ra giữa 2 cặp oxi hóa – khử Pb2+/Pb và Zn2+/Zn, ta viết các cặp oxi hóa – khử trên theo trình tự: cặp nào có giá trị Eo lớn hơn ở bên phải, cặp nào có giá trị Eo nhỏ hơn ở bên trái. Theo quy tắc α : ion Pb2+ oxi hóa được Zn, sản phẩm là những chất oxi hóa (Zn2+) 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 được ion hiđro của 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) * Phương pháp 2 (phương pháp định lượng): Ví dụ: ion Pb2+ có oxi hóa được Zn hay không trong phản ứng: Pb2+(dd) + Zn(r) → Pb(r) + Zn2+(dd). Phản ứng hóa học trên được tạo nên từ hai nửa phản ứng: + Nửa phản ứng oxi hóa: Zn → Zn2+ + 2e, ta có EoZn2+/Zn = 0,76 V + Nửa phản ứng khử: Pb2+ + 2e → Pb, ta có EoPb2+/Pb = 0,13 V Thế oxi hóa – khử của cả phản ứng (Eopư) được tính theo công thức: Eopư = EoPb2+/Pb – EoZn2+/Zn = 0,13 – (– 0,76) = +0,63 V Eo của phản ứng oxi hóa – khử là số dương (Eopư > 0), kết luận là phản ứng trên có xảy ra c. Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa Eopin = Eo(+) – Eo() Ví dụ: 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 14 Suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn – Cu là: Eopin = EoCu2+/Cu – EoZn2+/Zn = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V d. Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa – khử Ví dụ: Biết suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn – Ag là 1,56 V và thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa – khử Ag+/Ag là +0,80 V. Hãy xác định thế điện cực chuẩn của cặp Zn2+/Zn Giải Ta có Eopin = EoAg+/Ag – EoZn2+/Zn → EoZn2+/Zn = EoAg+/Ag – Eopin = +0,80 – 1,56 = –0,76 V IX. Hợp kim 1. Định nghĩa, cấu tạo tinh thể của hợp kim a. 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. Đuyra là hợp kim của nhôm với đồng, magie, mangan, silic b. Cấu tạo tinh thể của hợp kim Hợp kim có cấu tạo tinh thể. Có các loại tinh thể sau: tinh thể hỗn hợp, tinh thể dung dịch rắn và tinh thể hợp chất hóa học b.1) Tinh thể hỗn hợp: Có nguồn gốc từ khi hỗn hợp các đơn chất trong hợp kim ở trạng thái lỏng. Ở trạng thái này, các đơn chất không tan vào nhau và cũng không tác dụng hóa học với nhau Các đơn chất tham gia hợp kim có tính chất hóa học và kiểu mạng tinh thể không khác nhau nhiều, nhưng kích thước các ion khác nhau. Ví dụ: hợp kim Cd – Bi, hợp kim Sn – Pb… Kiểu liên kết hóa học chủ yếu là liên kết kim loại Thường có nhiệt độ nóng chảy thấp b.2) Tinh thể dung dịch rắn: Có nguồn gốc từ hỗn hợp các đơn chất trong hợp kim ở trạng thái lỏng. Ớ trạng thái này, các đơn chất trong hỗn hợp tan vào nhau không theo một tỉ lệ nào nhất định, ta có dung dịch lỏng. Ở nhiệt độ thấp hơn, dung dịch lỏng chuyển thành dung dịch rắn 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 15 Các đơn chất tham gia hợp kim có kiểu mạng tinh thể giống nhau, tính chất hóa học tương tự và kích thước các ion không khác nhau nhiều. Ví dụ: hợp kim Au – Ag, hợp kim Fe – Mn… Kiểu liên kết hóa học chủ yếu là liên kết kim loại b.3) Tinh thể hợp chất hóa học: Có nguồn gốc từ khi hợp kim ở trạng thái lỏng. Ở trạng thái này, nếu các đơn chất tham gia hợp kim có kiểu mạng tinh thể khác nhau , tính chất hóa học khác nhau và kích thước các ion khác nhau rõ rệt thì giữa những đơn chất này sẽ tạo ra hợp chất hóa học Khi hợp kim chuyển sang trạng thái rắn, ta có những tinh thể hợp chất hóa học. Ví dụ: tinh thể hợp chất hóa học Mg2Pb, AuZn, AuZn3, AuZn5, Al4C3… Kiểu liên kết hóa học là liên kết cộng hóa trị 2. Tính chất của hợp kim a. Tính chất hóa học Có tính chất hóa học tương tự của các đơn chất tham gia tạo thành hợp kim c. Tính chất vật lí 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 0983.732.567
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 16 3. Ứng dụng của hợp kim 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… 0983.732.567

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

THÔNG TIN

TRỢ GIÚP

HỖ TRỢ KHÁCH HÀNG

Theo dõi chúng tôi

Chịu trách nhiệm nội dung:

Nguyễn Công Hà - Giám đốc Công ty TNHH TÀI LIỆU TRỰC TUYẾN VI NA

LIÊN HỆ

Địa chỉ: P402, 54A Nơ Trang Long, Phường 14, Q.Bình Thạnh, TP.HCM

Hotline: 093 303 0098

Email: support@tailieu.vn

Giấy phép Mạng Xã Hội số: 670/GP-BTTTT cấp ngày 30/11/2015 Copyright © 2022-2032 TaiLieu.VN. All rights reserved.