CHUYÊN đề 11 lý THUYẾT đại CƯƠNG về KIM LOẠI

CHUYÊN đề 11 lý THUYẾT đại CƯƠNG về KIM LOẠI

CHUYEN DE 11 LY THUYET DAI CUONG VE KIM LOAI

PHAN BA: HOA VO CO’

CHUYEN DE 1: KIM LOẠI VÁN ĐÈ 1: ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI

A/ KIEN THỨC CƠ BẢN CÀN NĂM VỮNG

lí Vị trí trong bảng tuân hoàn và đặc điêm câu tạo của kim loại

1) Vị trí trong bảng tuân hoàn: Trong bảng tuân hoàn kim loại chiếm:

- Hâu hết khối S (gồm nhóm lÀ, lÍA, trừ H là nguyên tố phi kim)

- Toàn bộ khối d (gồm nhóm IB đến VIII B)

- Toàn bộ khối f (gồm các nguyên tổ thuộc họ lantan và acti ni)

- Một phân khối p (gồm các nguyên tố nhóm IIIA, trừ B; các nguyên tổ nhóm IVA, trừ C

và Si, a

Đa số các nguyên tố hóa học (khoảng 90) là kim loại

2) Đặc điễm câu tạo của nguyên từ kim loại:

Các nguyên tố kim loại và phi kim khác nhau rõ rệt về cầu tạo nguyên tử:

- Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại đều có ít electron (1, 2 hoặc 3 electron}

ở lớp ngoài củng

- Trong cùng chu kì, nguyên tử của nguyên tố kim loại có bán kính nguyên tử (R) lớn hơn vả điện tích hạt nhân (2) nhỏ hơn so với nguyên tử của nguyên tố phi kim

= Kim loại có năng lượng ion hóa nhỏ nên dễ nhường electron khi tham gia phản ứng hóa học

3) Đặc điễm câu tạo của đon chất kim loại:

a) Kim loại ở trong trang thái sẵn có câu tạo mạng tỉnh the: gồm các Ion dương dao động liên tục ở các nút mạng và các electron tự do chuyến động hỗn loạn giữa các ion dương, tạo lớp khí electron, thiết lập nên một cân bằng động

b) Ba kiêu mạng tỉnh thê của hâu hết các kim loại là: mạng lập phương tâm khối (kim loại kiểm, Ba, Fe, .), mạng lập phương tâm diện (AI, Cu, Au, Ag, .), mạng lăng

trụ lục giác đều (lục phương) Be, Mg, 2n, Cd,

c) Liên kết kim loại: Ở trạng thái rắn (hay lỏng) các nguyên tử kim loại liên kết với nhau bằng liên kết kim loại, loại liên kết hình thành do lực hút tính điện giữa Ion dương kim loại trong mạng tinh thể và các electron tự do

*ˆ Đặc điêm liên kết kim loại

- Khác với liên kết cộng hóa trị là do những đôi electron tạo nên, liên kết kim loại là do tất cả các electron tự do trong kim loại tham gia

- Khác với liên kết ion là do tương tác tĩnh điện giữa ion dương và ion âm, liên kết kim

loại là do tương tác tĩnh điện giữa các Ion dương và các electron tự do

lIí Tính chất vật lý của kim loại

1/ Tính chat vat ly chung (đặc trưng) của kim loại là:

a) Tinh déo: nhờ các electron tự do có lực hút tính điện khiến các lớp trong mạng tinh thế có thể trượt lên nhau mà liên kết không bị phá vỡ

b) Tính dẫn điện: do nhờ các electron tự do có thể chuyễn dời thành dòng có hướng dưới tác dụng của điện trường l

® Thí dụ: Tính dân điện theo chiêu giảm dan: Ag, Cu, Au, Al, Fe

c) Tính dẫn nhiệt: do nhờ các electron tự do ở vũng nhiệt độ c cao có động năng lớn hơn chuyễn động đến vùng có nhiệt độ thấp hơn của kim loại và truyền năng lượng cho các ion dương ở đây

+ Thí dụ: Tính dẫn nhiệt theo chiêu giảm dân: Ag, Cu, Al, Fe

-1-CHUYỂN ĐÈ 11 LÝ THUYẾT ĐẠI CƯỢNG VỀ KIM LOẠI -

d) Anh kim: do nhờ các electron tự do có kha năng phản xạ ánh sáng khả kiên

-ÖỒ Lưu ƒ:

- Những tính chất vật lý chung của kim loại chủ yếu do các electron tự do trong kim

- Khi nhiệt độ tăng cả tính dân điện và dân nhiệt của kim loại đêu giảm, do electron chuyên động nhanh hơn khó định hướng và ion dương dao động mạnh hơn cản trở

2) Những tính chất vật lí khác nhau của kim loại: như tỉ khối, nhiệt độ nóng chảy,

tính cứng, phụ thuộc vào độ bên của liên kết kim loại, kiểu mạng tinh thế, nguyên tử khôi của kim loại,

-_ Kim loại có tỉ khối thấp nhát là liti (0,5), lớn nhất là osmi (22,6)

- Kim loại có nhiệt độ nóng chảy thâp nhật là thủy ngân (-390C), cao nhất là vonfram W(34100C) —~

-_ Kim loại mêm nhat la Na, <, cứng nhất là vonfram, crom

- Lưu ý: Quy ước kim loại có khối lượng riêng nhỏ hơn 5 g/cm3 là kim loại nhẹ (Ma, K,Mlq, ÀI, ), còn lớn hơn 5g/cm3 là kim loại nặng (Fe, ¿n, Pb, Cu, Aq, Hạ )

lIlí Tính chất hóa học của kim loại

Tính chất hóa học đặc trưng của kim loại: là tính khử (đó là do kim loại có năng lượng

ion hóa nhỏ, nên dê nhường electron khi tham gia phản ứng):

Mi — MT + ne

‹ Tính chất 1: Kim loại tác dụng với oxi và phi kim khác:

- Hâu hết kim loại (trừ Au, Ag, PI) + O59 — tao oxit

-_ Kim loại + phi kim khac > tao mudi

Lưu ý: ©, Na, H2 chỉ tác dụng với kim loại mạnh, ở nhiệt độ cao S không tác dụng với

Au, Pt

¢ Thi du: 3Fe +20, —'>Fe,0, (~FeO.Fe,©, )

Fe+S—t—›FeS

2Fe+ 3Cl,—t—›2FeCl,

Vậy, kim loại càng hoạt động tác dụng với phi kim càng mạnh phản ứng càng dễ xảy ra

¢ Tinh chat 2: Kim loai tac dung với nước:

- Trường họp (1): ở nhiệt độ thường, khi tác dụng với nước:

+ im loại kiểm, Ba, Sr, Ca phản ứng hoàn toàn tạo kiểm và H2Ï

+ Mg, Al, Zn chỉ tác dụng với nước một ít, rồi phản ứng ngưng lại ngay, vì tạo thành mang hidroxit két ta

+ Các kim loai còn lai hoàn toàn không tác dung với nước ở nhiệt đô thường

- Trường hợp (2): È nhiệt độ cao, một số kim loại (dù không tác dụng ở nhiệt độ thường) nhưng có tác dụng với nước ở nhiệt độ cao

Mg+H,O—#f©10C_ ;IgO +H, †

Fe+H,O—È*5#©›Feo +H, † 3Fe+4H.O—È55/© ›Fe O +4H, † (Lưu ý: Ba, Sr, Ca, Mg + HạO (hơi) ở nhiệt độ cao tạo oxit)

CHUYEN DE 11 LY THUYET DAI CUONG VE KIM LOAI

‹© Tính chất (3): Kim loại tác dụng với axit

a) Voi axif AC H2SO4 loãng (trung tâm oxi hóa là H+) —> chỉ các kim loại đứng trước H

trong dãy điện hóa mới có phản ứng, tạo sản phẩm la mudi (kim loại có mức oxi hóa

thấp) và giải phóng Ha

® /hí dụ: Fe +H,SO, (loãng)——>FeSO, +H,

Cu+H,SO, (loãng) >< không phản ứng

b} Với axIt có tính oxI húa mạnh (HÀOÒa, HạSOa đặc nóng) trung tâm oxi hóa không

phải là H mà là của nguyên tố trung tâm ( N5 hay S†8 )

—> Hâu hệt kim loại (trừ Pt, ÀAu) đêu có thê phản ứng cho muôi (kim loại có mức oxi

hóa cao) và tạo sản phẩm khử của S (như SO2, S, H2S) hay của N (nhu NOs, NO, NaO, Na, NHahOa) và không giải phóng khí Ha

® /hí dụ: Fe+4FINO, toáng) — —›>FeiNO, | +NO+2H,0

Cụ +2H,SO, đặc —Ÿ—›CuiNO, | +SO, + 2H,O

«Ồ Lưu ÿƒ: Al, Fe, Cr không tác dụng với HhOa đặc nguội và HạSOax đặc nguội (hiện tượng thụ động)

¢ Tinh chat (4): Kim loai tac dung vei dung dich kiém

Mot sé kim loại (như AI, Zn, Be, ) mà hiđroxit của chúng có tính chất lưỡng tính, có thê tan trong kiêm

+ Thí dụ: 2AI+ 6H,O+ 2NaOH———>2Na| Ali OH|, |+3H,

Zn + 2H,O +2KOH——>K,| ZniOH|, |+H,

Có thê viêt đơn giản

2AI+ 2NaOH + 2H,O———>2hlaAlO, + 3H,

#n+ 2NaOH——>Ì|a,Zn©, +H,

- Tỗng quát M+nH,O+(4-n]NaOH—>Na,„„|MIOH i]t ate

Ở đây: kim loại M (Be, Al, Cr, Zn, Pb, .) la chat khtr, HoO là chất oxi hóa

* Tính chất (5): Kim loại tác dụng với dung dịch muối

kim loại A hoạt động mạnh hơn đấy được kim loại B hoạt động yêu hơn ra khỏi dung

dịchmuối: — mA + n8†_šm AP†+ nB ‡

- Với điêu kiện (đễ thu được kim loại B dưới dạng kim loại tự do} A có tính khử mạnh hơn B (nghĩa là ÀA đứng trước B trong dãy điện hóa), muôi của A và B đều tan trong nước, cả À và B đêu không tác dụng với nước (không tan trong nước) ở điêu kiện thưởng

* Thí dụ: Fe+CuSO (dd) >FeSO,+Cu} (1)

Na +H,O(dm) ~>NaOH+ 5H, 7 (2a) Na+ CuSO,(dd) >

CuSO, + 2NaOH > Cui OH , + +NaSO, (2b)

IV/ 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

+ Thi du: Gang la hợp kim của sắt với cacbon, trong đó có từ 2-5% khỏi lượng cacbon, ngoài ra còn một lượng nhỏ các nguyên tô Sỉ, Mn, S,

-3-CHUYEN DE 11 LY THUYET ĐẠI CUONG VE KIM LOAI 2) Hop kim cé nhiéu tính chat hóa học: tương tự như của các đơn chất tham gia tạo thành hợp kim, nhưng fính chất vật lý và cơ học của hợp kim lại khác nhiều so với tính chất các đơn chát

*® /hí dụ: Hợp kim không bị ăn mòn như: Fe _Cr_hln (thép Inoc)},

Hợp kim siêu cứng: W_ Co, Co Cr_ Ww Fe

Hợp kim nhẹ, cứng và 'bển: AI — Si, AIl— Cu— Min ~ Mqg

Do có nhiều tính chất hóa học, cơ học, vật lí rất quý, hợp kim có ứng dụng rộng rãi trong các ngành kinh tế quốc dan

V/ Điều chế kim loại

1) Nguyên tắc điêu chê kim loại:

Thực hiện phản ứng khử ion kim loại thành kim loại tự do:

Mt" + ne = MU

2) Phuong phap diéu ché kim loai:

a) Phương pháp thùy luyện: Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion

kim loại khác trong dung dịch muỗi

Phương pháp này được dùng trong phòng thí nghiệm để điều chế những kim loại có

tính khử yêu như Pb, Cu, Ag, Hg,

*® Thí dụ: Fe khử lon Cu2* thành Cy kim loại

Fe+ Cu^† =Fe“† + Cu b) Phương pháp nhiệt luyện: Dùng những chất khử như CO, Hạ, C hoặc kim loại như

AI đề khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao

Phương pháp này dùng trong công nghiệp đề sản xuât những kim loại có tính khử yêu

và trung bình như: Zn, Fe, Sn, Pb

+ Thí dụ: Dùng chất khử đễ khử ion kim loại trong oxIT:

0 Fe,O, + 3CO = 2Fe+ %CO,

t2

PbO+C=Pb+CoO

te CuO +H, = Cu+H,O0

{0

3TiO, + 4AI = 3Ti+ AI,O,

Nếu quặng kim loại là sunfua, như ZnS, CuaS,FeSa Trước hết ta phải nướng quặng sunfua đê chuyên chúng thành oxit Sau đó dùng phương pháp nhiệt luyện

ọ

e/hí dụ: 22nS+3O, = 2nO + SO,

ụ ZnO+C =zZn+CO

c) Phương pháp điện phân: Dùng dòng điện một chiêu để khử ion kim loại trong hợp chat (mudi, oxit, .} thành kim loại tự do tích tụ ở catot

Phương pháp này có thể áp dụng đề điều chế hâu hết các kim loại

- Đề điêu chế những kim loại có tính khử mạnh (ter Li đến Al), người ta điện phân

những hợp chat nóng chảy của chúng (muối, oxit, kiểm)

+ Thí dụ: Điều chế kim loại bằng cách điện phân các hợp chất nóng chảy:

đp

2NaCl = 2Na+ Cl,

dp

4NaOH = 4Na+ O, + 2H,0

dp

2AI,O; = 4AI +3O,

—— CHUYEN DE 11 LY THUYET DAI CUONG VE KIM LOAI

- Đề điêu chê kim loại có tính khử yêu và trung bình, người ta điện phân dung dịch muỗi của chúng trong nước

đp

e /hí dụ: CuCl, = Cụu+ Cl,

(dd)

dp

2CuSO, + 2H,O = 2Cu+O, + 2H,SO,

dp

4AgNO, + 2H,O = 4Ag+O, +4HNO,

3) Lưu ý quan trọng khi diéu ché kim loai

a) Khi dùng phương pháp thủy luyện đề điêu chế kim loại cần lưu y

S Ba điều kién dé kim loai A day duoc kim loại B ra khỏi dung dịch mudi của nó dưới

dang tu do la:

>» Điêu kién 1: Kim loai A phai hoat déng manh hon kim loại B (nghĩa là A đứng trước

Etrong dãy điện hóa)

+ Thí dụ: Fe+CuSO, —>FeSO, +Cu }

Ag + CuSO, —> không phản ứng

>» Điêu kiện 2: lim loại A và kim loại B đều phải không tan trong nước ở điều kiện thường

*® Thí dụ: Na+CuSO, (qung dịch; Sẽ có phản ứng

2Na+2H,O qqung my ——>2NaOH +H, 1 (a) 2NaOH+ CuSO, (háttam ——>Cu| OH|, Ỷ +Na,SO, (b]

(a)+ (b): 2Na + 2H,O + CuSO,———>Cu[ CHỊ, J +Na,SO, +H, †1

> Điều kiện 3: Muôỗi của B (tham gia phản ứng) tố muối của A (tạo thành) phải đều là

mudi tan

¢Thidu: Zn+PbSO,——>không phản ứng (vì PbSOa không tan)

Pb + CuSO,———>không phản ứng (PbSOax không tan tạo ra, bám ngay lên bể mặt thanh chì làm phản ứng ngưng

Shin kim loại có tính khử mạnh hơn đẫy kim loại có tính khử yếu hơn ra khỏi

dung dich muối của nó cần cảnh giác với sự có mặt của ion Fe3*

¢ Thidu f: Fe+ 2FeCl, (dung dịch} —>3F eC,

Cu + 2FeCl, (dung dịch) —> 2FeCl, rhe CuCl,

¢ Thidu 2 Cho £n (dur) tac dung vei dung dich FeCls

£n+ 2FeCl, (dung dich) ——>2FeCl,+2ZnCl, (a)

*® /hí dụ 3: Cho Fe tác dụng với dung dịch AghlOs (dữ):

Fe + 2AgNO, —FeiNO, |, + 2Agk (a)

FeiNO, |, + AQNO, (can au) ——>FeiNO, ,* Ag} (b}

CHUYEN DE 11 LY THUYET DAI CUONG VE KIM LOAI

b) Khi dùng phương pháp nhiệt luyện dé điêu chê kim loại cần lưu ý:

* Dùng các chất khử như: AI, than C, khí Ha, khí CO khử oxit kim loại yếu hay trung

bình (thường từ in đên Cu) ở nhiệt độ cao:

* Thí dụ: 2Al+ Cr,O,— —>›2Cr +Al,O, (1)

H, + CuO—*—>Cu+H,O (3) 3CO +Fe,0, —>2Fe+ 30, T (4)

* Luu y:

- Đề thu được kim loại tinh khiết nên dùng CO hay H2 dư (vì khí dư sẽ thoát ra, không ảnh hưởng đến độ tinh khiết của kim loại cân điều chế)

Nếu dùng CO thiếu đễ khử oxit sắt ở nhiệt độ cao (do sắt có nhiều hóa trị) quá trình phản ứng sẽ xảy ra theo từng giai đoạn

* Thị dụ: Fe,O, —*€91” Fe, O, +00, sreo_— +€9t” ›re

- Có thé dùng nhiệt dé phan hủy một số hợp chất (oxit, muồi, ) của các kim loại yếu

đề điều chế kim loại tự do

* Thí dụ: 2AgNO, —f—›2Ag} +O, T +2NO, T

- Nếu kim loại nằm trên muối sunfua, cacbonat, phải chuyễn về oxit bằng cách nung các muối nảy trong không khí, sau đó khử oxit bằng CO, Hạ, AI hoặc chuyển oxit thành muối clorua rồi đem điện phân nóng chảy (nêu không thế khử oxit bằng CO, Hạ)

+0, †Ũ + CO dư, tP

* Thí dụ: FeCO, ———>F9,O, Fe

FeS,—'%“ seo — 2®

Zns—*9z” ›7no—+©_ ;7n

Na,CO,— “C87 enact

Fe

Điện phần nóng chảy

>Na

c) Khi dùng phương pháp điện phân đề điêu chế kim loại cân lưu ÿ

S Điện phân nóng chảy: thường dùng điều chế các kim loại mạnh

»> Điêu chễ kim loại kiêm: điện phân nóng chảy muối clorua hay hiđroxit nóng chảy

*® Thi du:

Điện phần nóng chảy

Điện phân nóng chảy

2KClnáng chảy

> Diéu ché kim loai kiém thd: dién phan néng chảy muối clorua nóng chảy

Điện phần nóng chảy

Thi du: CaCl, néng chay : >Ca+Cl, T

> Diéu ché Al:

Bién phan nongchay |

2AI,Ò, nóng chãy cả >4Al+ 30, T

2 Bién phan dung dịch: thường dùng điều chế kim loại từ Mn đến Cu

Điện phân nóng chảy `

2CuSO, +2H,O_— ““h Kiên nóng cấy 2Cl+O, †+2H,SO,

CHUYEN DE 11 LY THUYET DAI CUONG VE KIM LOAI

© Đìịnh luật Faraday

Khối lượng chất X (rắn, lỏng, khí) thoát ra ở điện cực

_(AR

Mm, = nE gam

It

Số mol chat X thoat ra khdi dién curc: n, = = (=) mol

Ở đây l là cường độ dòng điện (Ampe);

t là thời gian điện phân,

F lả số Faraday, bang 96500 (néu t tinh ra giay) va 26,8 (néu t tính ra giờ),

n là số electron tham gia phản ứng ở điện cực (tức là số electron cân thiết cho

hay nhận để tạo thành chất X)

VI/ Dãy điện hóa của kim lọai

1) Cặp oxi hóa — khử của kim loại - suất điện động của pin điện hóa

a) Cặp oxi hóa - khử: Dạng oxi hóa và dạng khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo

nên cặp oxi hóa-khử M'/M

* Thí dụ: Fe + Cu?*——>Fe?* + Cụ PS, CƯ là cặp chối,

I Von kê e

dd ZnSO, (céc A) dd CuSO, (céc B) b) Pin dién hoa:

* So dé cau tao pin điện hóa

„Hiện tượng: Khi nối 2 điện cực Zn và Cu bằng một dây dẫn (trên dây có mắc nồi tiếp một vônkế): Xuất hiện dòng điện 1 chiêu từ lá đồng (cực catot Cu @) đến lá kẽm (cực anot Zn ©) (Chu ¥ rang: chiéu di chuyén của dòng electron ở rạch ngoài thì ngược

lại, từ lá kẽm Zn cực © đến lá đồng Cu cực @)

- Điện cực Zn bị ăn mòn dân, có 1 lớp đồng (đỏ) bám trên điện cực Cu

- Màu xanh (do ion Cu?) của cốc đựng dung dịch CuSOa bị nhạt dân.

CHUYEN DE 11 LY THUYET DAI CUONG VE KIM LOẠI

- Giải thích hiện tượng:

- Điện cực Zn bị oxi hóa (bị ăn mòn dằn): Zn — Zn^† + 2e

- Trong dd CuSOa, ion Cu?* bi khử thành Cu kim loại (màu đỏ) bám trên điện cực Cu,

do [Cu^*] giảm dẫn, màu xanh của dung dịch nhạt dân

- Do hoạt động, [Zn^†| trong cốc (A) tăng dân, [Cu”*| trong cốc B giảm dân, để trung hòa điện tích của 2 dung dịch, các ion K* và Zn^† về cốc (B), các ion NO; và SOZ về cốc (A), qua câu muối

‹ Kết luận: Phản ứng xảy ra trong pin: Zn + Cu2† — Zn^† + Cu

1 Trong quá trình phóng điện, [Cu^†| giảm dân, [Zn^†] tăng dần

2 Phản ứng oxi hóa - khử trong pin điện hóa đã sinh ra dòng điện một chiêu

3 Suất điện động của pin điện hóa là hiệu điện thế lớn nhất giữa hai điện cực của pin điện hóa (E pin), tức là hiệu của thế điện cực dương (F(+)) với thê điện cực âm (E(-)):

—_ E(pim =E(+)- F(-]

4 Suấật điện động chuẩn (EP pin) bang hiệu giữa thê điện cực của điện cực chuẩn

dương (EP.„a) với thế điện cực chuẩn âm (EPnat)

Em = EPatoi E EPanot

Lưu ý: Cặp oxi hóa - khử MÍ?/M nào có EP lớn hơn là cực dương Trong điện học

người ta quy ước rằng chiêu của dòng điện là chiêu dời của các điện tích dương

2 Thê điện cực chuẩn của kim loại

sẽ ' TÊN 0 _

2.1 Dién cuc hidro chuan: EoHtTH, =0,00V

Người ta chap nhận một cách quy ước rằng thế điện cực của điện cực hiđro chuẩn băng 0,00V ở mọi nhiệt độ

2.2 Thê điện cực chuân của kim loại:

a Điện cực chuẩn của kim loại: là điện cực kim loại, mà nồng độ ion kim loại trong dung dịch bang 1M

b Thé dién cue chuan cua kim loai can do duoc chap nhan bang suất điện động

của pin tạo bởi điện cực hiđro chuẩn và điện cực chuẩn của kim loại cân đo

Cc Trong pin dién hoa:

* Nếu kim loại M đóng vai trò curc Am, thi thé dién cure chuan Enns < <0

® Thí dụ: Trong pin điện hóa Zn — Ha, do Zn là cực âm (anot}: Zn > Zn2* + 2e

nên nếu EP pin = 0,/6V thì thế điện cực chuẩn Bo =-0,/8V

* Nếu kim loại Mi đóng vai trò cực dương, thì thế điện cực chuẩn Bae >0

*® /hí dụ: Trong pin điện hóa Ha — Ag, do E0pin = 0,8V nên EAgrrAg E =+0,8V

Lưu ý: có hai trường hợp xảy ra với giá trị của thế điện cực chuẩn:

- Thé điện cực chuẩn của cặp MÍ*/M là số dương nếu khả năng oxi hóa của ion M? trong nửa pin MÍ'/M là mạnh hơn ion HỶ trong nửa pin 2H†/Ha

- Thể điện cực chuẩn của cặp MÍ*/M là số âm nếu khả năng oxi hóa của ion MT trong nửa pin MÍ?/M là yếu hơn ion H† trong nửa pin 2H†/Hˆ

CHUYEN DE 11 LY THUYET DAI CUONG VE KIM LOAI

*® 7hí dụ: Thê điện cực chuẩn của các cặp kim loại:

0 _

ES mụag = +0,80V

0 =

ED 2 =-0,76V

3 Day điện thê cực chuẩn của kim loại

3.1 Day thé dién cue chuan cua kim loại còn được gọi là dãy thế oxi hóa - khử chuẫn của kim loại, hoặc dây thế khử chuẩn của kim loại Tùy thuộc vào mục đích sử dụng, người †a dùng tên dãy sao cho phủ hợp

- Nếu muốn xác định suất điện động chuẩn của một pin điện hóa (E" pan) hoặc thế điện

cực chuẩn của một cặp oxi hóa - khử ni người ta dùng các số liệu trong day thế

điện cực chuẩn của kim loại

- Nêu muôn xác định chiêu của một phản ứng oxi hóa - khử (phản ứng oxi hóa - khử đó có xảy ra không) ta dùng các số liệu trong dãy thê oxi hóa chuân hoặc dấy thê khử chuẩn

3.2 Y nghĩa của dãy thê điện cực chuân của kim loại

3.2.1 Dùng dãy thê điện cực chuân của kim loại de:

a Xác định suât điện động chuân của pin điện hóa AI - Cu

Efpm = Efcuy œ@ - Efcuce

Ta có: E?sm =+0,34V-(-1 66V) = 2,00V

b Xác định thê điện cực chuẩn của cặp oxi hóa - khử

Biết suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn — Ag la 1,56V va thé dién curc chuan

của cặp oxi hóa - khử Ag”/Ag là +0,80V Hãy xác định thế điện cực chuẩn của cặp

Zn?*!Zn

= - EP

agttag ~Zn°*/7n

Suy ra: = =EE say EDpm = +0,80V - 1,86V =-0,76V

3.2.2 Dùng dãy thê oxi hóa - khử của kim loại (dãy thễ khử chuẩn) đễ dự đoán chiêu

của phản ứng oxi hóa - khử

- Xác định chiêu 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 chiêu của phản ứng oxi hóa - khử:

+ Phương phản f1:

Phương pháp định tính nhữ đã trình bảy trong bài học, thí du, ion Pb^† có oxi hóa

được Zn hay không trong phản ứng PbZ†(dd) + /n{r) Pb(r) + Zn“*(dd)

Nếu phản ứng hóa học trên xảy ra giữa 2 cặp oxi hóa - khử Pb^†/Pb và ZnZ*/Zn, ta

viết các cặp oxi hóa - khử trên theo trình tự: cặp nào có giá trị Ef lớn hơn ở bên phải,

cặp có giá trị Ef nhỏ hơn ở bền trái

Theo quy tắc "- ion Pb^† oxi hóa Mã Zn, sản phẩm là những chất oxi hóa (Zn“*) và

chât khử (Pb) yêu hơn Phản ứng trên có xảy ra

CHUYEN DE 11 LY THUYET DAI CUONG VE KIM LOAI + Phương phản 2:

FhƯương pháp định lượng được tiễn hành nhữ sau:

Phản ứng hóa học trên được tạo nên từ 2 nửa phản ứng:

* Nửa phản ứng oxi hóa:

Zn——>zZn?" +2e, ta có E2 z„„, =-0,76V

h

* Nửa phản ứng khử:

Pb” +2e——>FPb, có Ec.s.p =~0,13V

Thế oxi hóa - khử của cả phản ứng (E0pư) được tính theo công thức:

E pir = Ebzop -Eznz«zp - Ú,13V - (-0,76V) = +0,63V

ED của phản ứng oxi hóa - khử là số dương (EP,„„ > 0), kết luận là phản ứng trên có xảy ra, hoặc ion Pb^* oxi hóa được Zn

+ Phương pháp 3: Ta tìm thế oxi hóa - khử của cả phản ứng (eon) theo công thức:

EDbự = EDkhữ-+ EDteh

Chú ý là ở đây, EDLaw có giá trị như đã ghi trong dãy điện hóa chuẩn, còn EPg„ụ có giá

trị như E0khử nhưng ngược dâu:

* Nửa phản ứng oxi hóa Zn — Zn^† + 2e, ta có: Enyn = +0,76V

* Nửa phản ứng khử: Pb2† + 2e —->Pb, có: Efuag= - 0,13V

Ta có thế oxi hóa - khử của cả phản ứng là:

EO = -0,13¥V + (+0, /6V) = +0 63V

Ket luan: E°ny» > 0, phan teng trén xay ra

Ta tim hiễu một thí dụ khác Bra có oxi hóa được ion Cl trong phản ứng:

Br2(I) + 2CÏ (am — 2ï (am + Clay ?

- Theo nhường phán 7:

Cư<< 2cr Clo oxi hoa duoc Br , ngược lại Bra không oxi hóa được CỊ”

Kết luận: Phản ứng trên không xảy ra

- Theo nhương phán 2:

HN - 0

E pư= Eạy ;2ar “EeI,/zcr

Ea (Br - của nửa phản ứng Bra + 2e > 2Br~ cé giatri +1,09V

2

EQI sacl: của nửa phản ứng oxi hóa

2|" — Cla + 2e có giá trị +1,38V

Eons = +1, 09V — (+1,36V) =-0,27¥V

Kết luận: Ea < 0: phản ứng trên không xảy ra

- Than phương phản 3:

ED,y = EDkny + Eayn = + 1,09V +(-1,36V) =-0,27V

Biết EDLny = +1,09V;EP=-1,36V

Kết luận: Ea < 0: phản ứng trên không xảy ra