8o sánh bản chất của liên két kim Lực liên kết là do các nguyên tử | Trong liên kết cộng hoá trị trong liên kết cộng hoá trị hoặc ¡ những đôi electron dùng chung là gắn các ian đương
Trang 2MỤC LỤC
&PHẦN 1 KIM LOẠI 2-0201 2 02221 2e rước 3
* Vấn để 1 Đại cương về kim loại 5520622212222 3
* Vấn để 2 Kim loại kiểm - Kim loại kiểm thổ - Nhôm 23
§ PHẨN PHỤ LỤC 1 Biúp trí nhớ hoá học vô cứ 2-cc-cc+sccs2 193
§ PHẦN PHỤ LỤC 2 Một số bảng lổng kết thường dùng trong nhà trường phổ thông
ip
Trang 3
VẤN DE 1
DAI CUONG VE KIM LOAI
I VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN VÀ CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI
1 Vi tri kim loại trong bảng tuần hoàn
* Da sé cdc nguyén tố hoá học hiện có là nguyên tố kim loại (gần 90)
2 Cấu tạo nguyên tử kim loại
a Đặc trưng cấu tạo nguyên tử của các nguyên tố kim loại là có rất
ít eleetron ở lớp ngoài cùng (đa số là 1, 2 hay 3e)
b Bán kính nguyên tử của nguyên tế kim loại (ở phía dưới, bên
trái bảng tuần hoàn) nhìn chung lớn hơn bán kính nguyên tử của các
nguyên tố phi kim (ở phía trên, bên phải bảng tuần hoàn)
8o với nguyên tử phi kim cùng chu kì, nguyên tử kim loại có điện
tích hạt nhân (2) bé hơn, bán kính nguyên tử (R) lớn hơn do đó có độ
âm điện (z) nhỏ hơn
3 Cấu tạo đơn chất kim loại
a Hầu hết các kim loại ở điểu kiện thường đều tổn tại đưới dạng
tỉnh thể (trừ Hg) Trong tỉnh thể kim loại, nguyên tử và ion kim loại nằm ở những nút mạng tỉnh thể Các electron hoá trị liên kết yếu với
hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong
mạng tỉnh thể
b Đa số kim loại tồn tại đưới ba kiểu mạng tỉnh thể kim loại đặc trưng
(Ñm lập nà Tệ lãng Aad nhanh Toad oi et 3
Trang 4
Thi du: Be, Mg, Zn ) Cu, Ag, Au, Al,
Thé tich của các nguyên từ và ion kim loại (Vị) %V, = 68% con
chiếm 74%, cdn 26% là các khe rỗng (V;} Mp = 32%
4 Lién két kim loai
a Khái niệm : Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa
các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tình thể, do sự tham gia
của các electron tự do
b 8o sánh bản chất của liên két kim
Lực liên kết là do các nguyên tử | Trong liên kết cộng hoá trị
(trong liên kết cộng hoá trị) hoặc ¡ những đôi electron dùng chung là
gắn các ian đương và nguyên tử | của hai hoặc của mật nguyên kử
(trang Hiên kết kim loại) với nhau | đóng góp
¡ uù liên hết cộng hoá trị
Trong liên kết kim loại là những
electron của tất cả các nguyên tử
kim loại cùng đóng góp
ec So sánh bản chất của liên kết kim loại uới liên kết ion
Lực liên kết là lực hút tĩnh | Trong liên kết ion, lực hút tĩnh điện
điện giữa các phẩn tử mang | là của ion đương và ion âm
điện trái đấu Trong liên kết kim loại là lực hút
tĩnh điện giữa ion dương kim loại và
các electron tự do
II TÍNH CHẤT VẬT LÍ CHUNG CỦA KIM LOẠI
Tính dẻo (Au, | Nhờ lực hút tĩnh điện của các electron tự do mà
1| Ag, Al, Cu, Sn, ) | các kim loại trong mạng tỉnh thể trượt lên nhau
.| nhưng không tách rời khi chịu lực cơ học
Trang 5
Tính dẫn điện | Nhồ các electron tự do có thể chuyển dời thành |
|(Age> Cu > Au > | dòng có hướng dưới tác dụng của điện trường
„c[ |A]>Fe>.) Nhiệt độ càng cao tính dẫn điện càng giảm
Tính dẫn nhiệt | Do electron tự do mang năng lượng từ vùng
8 (Ag > Cu > AI > | nhiệt độ cao đến vùng nhiệt độ thấp Điện
| |Fez> ) | kim loại
Nhờ các electron tự do trong kim loại phản xa |
4| Ảnh kim tốt những tỉa sáng có bước sóng mắt ta tó thể,
+ Khối lương riêng : L¡ (0,5 g/cemŸ) nhỏ nhất, Cs (22,6 g/em”) lớn nhất
* Nhiệt độ nắng chảy : Hg (-399G) thấp nhất, W (3410°C) cao nhất
* Độ cting : K, Rb, Cs mom nhất, Cr cứng nhất
® Kim loại nhẹ có D < 5 giem" (Na, K, Mg, AI,.)
® Kim loại nặng cô D > 5 giem° (Fe, Zn, Pb, Cu, Ag, Hg )
III TINH CHAT HOA HOC CHUNG CUA KIM LOAI
* Tính chất hoá học đặc trưng của kim loại là tính khử (do các kim
loại có năng lượng lon hoá nhỏ, đễ nhường electron khi tham gia phan
ứng hoá học, trở thành ion dương)
M + M'' +ne
1 Kim loại tác dụng với đơn chất phi kim Kim loại càng hoạt động tác dụng với phi kim cảng mạnh, phản ứng càng dễ xảy ra
a lim loại tác dụng với đơn chất oxi (Œ) — oxit (trừ Ag, Dt, Au)
Trang 6
kiện thường « Trừ Fe, còn lại đốt không cháy | Phản ứng
® Lưu ý : Một sd kim loai nhu Be, Zn, Al, Pb, Cr, Sn cé kha nang
tạo oxit lưỡng tính (đẳng thời có cả 2 khả năng tác dụng với axit và
bazơ) tương ứng như : BeDÕ ; ZnO ; Al;O; ; PhO ; CrzO; ; SnOÓ,
ZnO + 2NaOQOH > NasZnO + HO (2)
b Kim loai tac dung véi don chat clo (Cl,) + mudi clorua (trir Au, Pt)
Lưu ý : Phản ứng cần đun nóng va với kim loại có nhiễu mức øxi
hoá sẽ bị oxi hoá đến mức oxi hoá cao nhất
Thidu: 2Fe + 3Cl, —“—> 2FeCl,
œ, Kim loại tác dụng với đơn chất lưu huỳnh (S) -> muối sunfa (trừ
- ĐFe + 4IH;O —S!ŒG—¿ FezO¿ + 4H;
Các kim loại có tính khử yếu (như Pb, Cu, Ag, Hg,.) không khử được nước, dù ở nhiệt độ cao
Trang 7
loại tác dụng với dung dịch axit
a Vii dung dịch axit HCI, H;SO; loãng (trung tâm oxi hoá là ion H")
Ghỉ lim loại hoạt động (đứng trước H trong dãy hoạt động hoá học
ủa các kim loại) mới phản ứng -—+ tạo muối (trong đó kim loại cá mức
* axi*hoá thấp) và giải phóng khí Hạ
Thí dụ : Fe + H;§Q, (loãng) —> FeSO, + H;ạ†
* Luu y quan trong :
« Khi phản ứng với ion H’* (dung dich axit), kim loai da hoa tri chi
đạt hoá trị thấp
Thi du : Fe + 2HC] + FeCl, + H,*
« Cu khéng phan ting véi dung dich HC] va H,SO, lodng nhung tan trong các dung dich nay néu cé mat chat oxi hoa :
Cu + 20: + 2HCI + CuCl, + H,O
Cu+ 20: + H,$0, loãng -› CuSO, + iO
3Œu + 8NaNGQ¿ + 8HCI + 38CuCl + 2NaCl + 2NOT† + 4H¿O
b Với dụng dịch axit HNQ;, H;5O¿ đặc (trung tâm oxi hoa la N
a
trong NO," va S trong SO,”):
Tác dụng véi hau hét kim loại (trừ Au và PE) mudi (trong dé kim loại
cö mức oxi hoá cao và giải phóng các sản phẩm khử của nitø (như NO,,
NO, N.O, Na, NH,’ ) hay eda luu huynh (nhu SO,, S, H,8)
* Liêu ý quan trong :
Sản phẩm khử phụ thuộc vào tính khử của kim loại, nễng độ dung
địch axit, nhiệt độ tiến hành phản ứng, Chẳng hạn :
Kim loại cảng hoạt động tác dụng với dung địch HNO: cảng loãng
thì N (trang gốc NO¿) bị khử xuống mức oxi hoá càng thấp
| trừ Au,PU — | dam dae _| M(NO,),, + NO,t + H,0
| Ti K dén Cr "| MONO» s + NO†, N;O†, N;† + HạO
[Từ Fe đến Ag | —— "6 _ | MNOs„+ NOT +H¿O
' Từ K đến Zn rất loãng MINOs)n + NHANG, + HO
Trang 8|Từ K đến œ + H;5O, đậm đặc |Mu(SO,„ + SO,ˆ, SỈ, H1 + | HO : |
e Al, Mn, Cr, Fe bị thụ động hoá trong H;SO¿ đặc nguội và HNO; đặc
nguội (không phản ứng) do tạo lớp màng oxit trên bề mặt, bền với axit
d Au va Pt chỉ tận trong nước cường thuỷ (hay cường toan), là dung
dich hén hop (HNO} + HCl đặc) được trộn theo tỉ lệ thể tích 1 : 3, có
tính oxi hoá rất mạnh :
Au + HNO; +/3HCl > AuCl; + NO* + 2H.O (1)
3Pt + 4HNO;|+ 12HCI —> 3PtCl, + 4NO† + 8H;O (2) Một số phương trình phản ứng dạng tổng quát giữa kim loại M (hoá
trị không đổi) với akit HCI, H,SO,, HNO, :
4xM + 5y He$Oq «„ ——› 4M,(SO,)y + yH;S† +4yHO — (3)
xM +2yH;§Q, a„ạu —"—> M,(SO,), + ySO;† + 2yH;O (5)
© 8M + 1LOMHNO3 grit ang ——> 8M(NOs)n, + mNHẠNO; + 3mH;O (6)
8M + 10MHNOs (hang) ——> 8M(NO¿)„ + mN;O† + 5mH;O (8)
M +2mHNQ; case] ——> M(NOs) + mNO;? + mH;O (10)
* Lưu ý : Đối với kim loại M đa hoá trị, n là số oxi hoá thấp và m
là số oxi hoá cao nhất
Thí dụ :
Fe + H;SO¿ aiding) > FeSO, + Hot q)
2Fe + 6H2SO} (aac) —— Fe;(SO¿); + 3SO;† + 6H;O (2)
4 Kim loại tác dựng với dung dịch kiểm
a Các kim loại mà hiđroxit tương ứng của chúng có tính lường tính
(nghĩa là hiđroxit khi tan trong nước, vừa có thể phân li như axit, vừa
có thể phân l¡ như bazơ) như : Be, Zn, Al, Cr, Pb, có thể tác dụng được
với dung dịch bazơ mạnh (kiểm)
Trang 9b Với kim loại M, hoá trị n mà hidroxit M(OH); là hiđroxit lưỡng tính :
M(OH), + (4 — n) NaOH ———> Nayz.,.MO, + 2H,0 (2)
(1) + (2): M + (mn - 2)H,O + (4 — n)NaOH ——> Nay.,MO, + int
e Một số trường hợp kim loại M + dd OH' thường gặp
*% Trường hợp 1: Với kim loại M hoá trị II (như Zn, Be, Pb) :
Thí dụ : Có thể coi Zn(OH); = H;ZnO; (axit zincic)
(natri tetrahidroxo zincat)
* Trường hợp (2): Với kim loại M hod tri III (nhu Al, Cr)
Thí dụ : Có thể coi Al(OH); = HạAlO; = HAIO;.HạO (axit m-aluminic)
AI + 3H;O ¬ Al(OH);Ÿ + 2u,t Œ)
(1)+(9): Al+ NaOH + HạO -› NaAlO; + ST (3)
(natri aluminat)
Hay : AI + 3NaOH + 3H:O -> Na;[Al(OH);] + out (8)
(natri hexahidroxo aluminat)
* Luu ¥ quan trong : Trong sé cdc hidroxit cua nhiing kim loai Be, Zn,
AI, Cr, Pb, chỉ Zn(OH); tan được trong dung dịch NH; do tạo phức tan :
Zn(OH); + 4NH; -> [Zn(NH;);(OH); + H;†
Vậy : Zn tan được trong dung dịch NHạ (các kim loại khác như Be,
AI, Cr, Pb, không tan) :
Zn + 2H,0 + 4NH; > [Zn(NH3),|(OH)2 + Hot
5 Kim loại tác dụng với đung dịch muối
a Để kim loại X đẩy được kim loại Y ra khỏi dung dịch muối (dưới
dạng kim loại tự do) phải thoả mãn đủ các điều kiện :
Trang 101) X phải hoạt độr| g mạnh hơn Ÿ (nghĩa là có tính khử mạnh hơn)
2) X và Y đều khôhg tác dụng với nước ở điều kiện thường
3) Muối của Y (thậm gia phản ứng) và muối của X (tạo thành sau
phản ứng) phải đều là muối tan trong nước
Thí dụ : ` Fe + Củ
Cu + Fe
Na + CuSO, (dd)
2Na + 2H,O —} 2NaOH + H;†
2NaOH + CuS0, > Na;SO¿ + Cu(OH);k
không thu được Cu kim loại, do :
(a)
(b)
(a) +(b): 2NÑa + 2ï {sO + CuSO¿ -> Na;SO¿ + Cu(OH);‡ + H;Ÿ (3)
Zn + PbSO, -› không phản ứng (vì PbSO¿ không tan)
Pb + CuSO, > kh ng phan ứng (vì PbSO¿ không tan tạo ra, bám
ngay lên bề mặt thanh Pb, làm ngưng phản ứng)
cũng bị oxi hoá trước
tm loại 0uào dung dịch hỗn hợp muối tan cúa bao giờ ion kim loại có fính oxi hoá mạnh hơn
gồm nhiều hùn loại uào dung dịch muối tan của
o giờ nguyên tử kim loại có tính khử mạnh hơn
au khi kết thúc phản ứng thu được hai phân :
® Phần dung dịch : thứa muối của kim loại (theo thứ tự ưu tiên, lần lượt
từ muối của kim loại mạnh nhất rồi đến muối của kim loại yếu hơn)
© Phân rắn : chứa kim loại (theo thứ tự ưu tiên, lần lượt từ kim
loại yếu nhất đến kin| loại mạnh hơn)
* Lưu ý quan trọ
được áp dụng cho cá ø : Các quy luật ở trường hợp (b) va (c) không
b kim loại kiểm và Ca, Sr, Ba Vi khi cho vào
dung dịch muối tan trong nước, kim loại đó sẽ khử hiđro của nước,
phản ứng trở nên phức tạp
6 Kim loại tác dụng với oxit của kim loại yếu hơn ở nhiệt độ cao
(còn gọi là phản ứng nhiệt kim loại)
là phản ứng nhiệt nhôm : lợi dụng tính khử của
m loại hoạt động kém nhôm ra khỏi oxit của Fe,Oy —*ÖŠ{@)9§xFe + yAlạO;
1 Khái niệm : Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một kim loại
Trang 112 So sánh hợp kim với kim loại cấu thành hợp kim
| Về tính chất lí học uà cơ tính Về tính chất hoá học
| Khác nhiều Chẳng hạn : hợp kim | Nhìn chung (ương tự giống don
| dẫn điện, dẫn nhiệt kém hơn ; | chất kim loại cấu thành hợp kim
| hợp kim thường cứng và don hon, |
V DÃY ĐIỆN HOÁ CỦA KIM LOẠI
1 Thế nào là một cặp oxi hoá — khử
1.1 Chất oxi hoá và dạng khử liên hợp của nó, hoặc chất khử và
dạng oxi hoá liên hợp của nó, hình thành một cặp oxi hoá - khử
1.2 Dang oxi hod và dạng khử của cùng một nguyên tố kim loại
tạo nên cặp oxi hoá - khử của kim loại | 8 |
M
+
M™* + ne == M (dang oxi hod) (dang khit)
z Ai : ` > Zn?
Ta có cặp oxi hoá - khử : lo
2 Pin điện hoá
Xét pin điện hoá được lắp như hình vẽ dưới đây :
2.1 Hoạt động cúa pin
Anot : Zn -» Zn** + 2e Catot : Cu** + 2e > Cu
Trang 12có dòng electron chuyển dời có hướng từ anot
bt (thanh Cu) = Xuất hiện dòng điện một chiều
dịch và cầu muối có dòng chuyển dời có hướng của
In mòn dần, có lớp Cu kim loại bám trên catot
hoá (Zn-Cu) : Zn /Zn”'//Cu”'/Cu @
k
ủa pin điện hoá (E,¡.) là hiệu thế điện cực :
hản ứng oxi hoá - khử trong pin điện hoá đã sinh
iéu
huan (E°,i,) 1a Epis khi néng do ion kim loai déu 1a
ant = EQ= ED
lực chuẩn của kim loại : là dãy sắp xếp theo thứ tự
»„ạ Của các kim loai (M"*/M)
ø 1 DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN
| M*M |E°(V)| M*/M |E°(V)| M*⁄M | E°(V) Lem | Be (V) |
Li*/Li ~0,34 Ala -1,66_| Co*/Co_| -0,28 | Cu”/Cu | +0,34 |
| Be**/Be_| -1,85 | CH?*/Cd | -0,40 | Cu’*/Cu* | +0,15 | Au”/Au | +150 |
| (9) Thế điện cực của hidro ở pH = 7 (E,, 4,4, ) =~0,41 (V) |
4 Ý nghĩa của đầy thế điện cực chuẩn của kim loại
Thế điện cực chuẩn của kim loại (E°) và dãy điện hoá được sử dụng
a tính oxi hoá - khử của chất (khi E° càng lớn thì
oxi hoá càng mạnh và ngược lại)
tho phép dự đoán chiều phản ứng xảy ra giữa hai
Quan Hán Thành
Trang 13« Quy tắc œ : Phản ứng oxi hoá khử chỉ xảy ra theo chiều : chất
oxi hoá mạnh hơn sẽ oxi hoá chất khử mạnh hơn, sinh ra chất oxi
hoá yếu hơn và chất khử yếu hơn
Thí dụ 2: 2Fe*' + Cu —> 9Fe”'+ Cu*
hay Chất oxi hoá (1) + Chất khử (1) -> Chất khử (2) + Chất oxi hoá (2)
Trong đó : Chất oxi hoá (1) > Chất oxi hoá (2) và Chất khử (1) >
Chất khử (2) (Dấu > chỉ chất đứng trước mạnh hơn chất đứng sau)
b Biết được thứ tự phản ứng xảy ra
e Trường hợp I1 : Khi một kim loại tác dụng với một hỗn hợp các
ion của nhiều kim loại trong dung dịch
Thí dụ : Khi cho Zn đến dư vào dung dịch hỗn hợp các muối
Cu(NO;);, AgNO;, NaNO;, Fe(NO;);, thứ tự phản ứng xảy ra như sau :
Zn + 2Ag* —> Zn?* + 2Agl q)
Zn + 2Fe°* -› Zn”' + 2Fe?* (2)
Zn + Fe?* > Zn™ + Fel (4)
Giải thích : Do tính oxi hoá clia Ag* > Fe** > Cu’* > Fe” > Zn” > Na’
e Trường hợp 2 : Khi cho một hỗn hợp nhiều kim loại tác dụng
với một ion kim loại trong dung dịch
Thí dụ : Khi cho một hỗn hợp kim loại AI, Fe, Cu, Zn vào dung
dich AgNO; lay du, thi ty phan ting xảy ra như sau :
Trang 14› Fe” + 2AgỶ l> Cụ”! + 2Ag}
Do tính khử của AI > Zn > Fe > Cu
Cu hét, Ag* du tiếp tục xảy ra phản ứng :
Fe?' + Ag' > Fe** + Ag
3 : Khi điện phân một dung dịch hỗn hợp các ion
Điện phân một dung dịch chứa anion NO; va các cation
ng d6 mol Cu”, Ag*, Pb?* trong bình điện phân có
tự xảy ra sự khử của những ion kim loại này trên
nh là :
Cu** + 2e >| Cu (2)
Pb** + 2e | Pb (3)
Giải thích : Do † inh oxi hod cla cdc ion Ag* > Cu** > Pb?*
Luu § quan trong : Trong điện phân dung dịch, thứ tự khử ở
catot nói chung tuần theo trật tự dãy điện hoá, nghĩa là nếu cation
kim loại có tính o; ¡ hoá càng mạnh (kim loại càng hoạt động yếu) thì
càng dễ bị khử Ngoại trừ trường hợp ion H* của nước hay của axit
hoà tan, khó bị kHử hơn cả cation kim loại có tính oxi hoá yếu hơn
nó Đó là do quá
nhiều giai đoạn ph
Thứ tự khử ở cai
Fe?', Zn”', H' (các
trình khử ion HạO" trong dung dịch nước xảy ra
ức tạp đòi hỏi tiêu thụ năng lượng
tot lan lượt là Ag', Hg”*, Fe?*, Cu?', Pb?*, Sn?*, Ni?',
ion kim loại kiểm : Na", K*, kiểm thổ : Ba”', Ca”,
Mg”', ion AlŠ' không bao giờ bị điện phân trong dung dịch)
* Ý nghĩa 9 : Kim loại M trong cặp oxi hoá - khử có thế điện cực
chuẩn E”,„„ < (00V đẩy được hiđro ra khỏi đung dịch HCl va
Trang 15* Ý nghĩa 4 : Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxi hoá - khử
(eer ):
Thí dụ : Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxi hoá —- khử
(E'z¿.„„„)- Biết E »sza-ca = 1,10 Vvà E”;.„, = +0,34 V
Giải :
m Zn?*/Zn = (+0,34) — (+1,10) = -0,76 (V)
VI SỰ ĐIỆN PHÂN
6.1 Một số khái niệm về sự điện phân
a Sự điện phân : là quá trình oxi hoá ~ khử xảy ra ở bề mặt các
điện cực khi cho dòng điện một chiều đi qua hợp chất nóng chảy hoặc
dung dịch chất điện li
b Trong thiết bị điện phân
— Anot (A) được nối với cực dương của nguồn điện một chiều, ở đây
xảy ra sự oxi hoá
— Catot (K) được nối với cực âm của nguồn điện một chiều, ở đây
xảy ra sự khử
6.2 Sự điện phân các chất điện li
a Điện phân muối nóng chảy (thường là muối halogenua MX,)
Sơ đồ điện phân tổng quát :
MX, —sitephénnongeniy _, M + 2X (M là kim loại)
(6K) (6 A)
Thí dụ : Điện phân NaCl nóng chảy với các điện cực bằng graft
Catot (K) (eve am) <——> NaCl (néng chay, ———> Anot (A) (cue dương)
Phuong trinh dién phan
2NaClnong chay) —tiênphânnóngchảy › 2Na + Clot
b Điện phân dung dịch chất điện l¡ trong nước
Các ion trao đổi electron theo thứ tự :
1) Tai catot (K) (cực âm) : Cation kim loại bị khử (nhận electron)
Từ K* đến AI” không bị điện phân dung dịch, H;O bị điện phân thay
H,O(H) Zn?*' Fe* Ni* Sn Pb* Cu™ Fe Hg? Ag’ Hg”
Cation càng đứng sau càng dễ nhận electron của catot (K)
Từ uị trí H' (xếp theo thực nghiệm khử cœtot)
DO Copy
Trang 162) Tai anot A (cu
© Nếu anot trơ :
F
PO, khéng bj điện phân dung dịch
hân dung dich CuSO, (dién cuc tro Pt, C)
điện phân dung dịch
10 2Cu + Oot + 2H;SO, Thí dụ 2 : Điện phân dung dịch KNO; (điện cực trơ C)
Catot (K) (ewe am)
K', HO
2H:O + 2e > H; +
Phương trình điện
2H¿O —ttneh
© Néu anot tan (7
F—— KNO¿ ———> Anot (A) (eve dung)
20H" 2H¿O + O; + 4H" + 4e
phân :
In dụng dịch INO, 2H; + O;
hid : 1a Cu, Ag thudng cing tén với ion kim loai
có trong dung dich điện phân) : Chính anot này bị oxi hoá, bị ăn mòn dần
mặt trong dung địch hầu như còn nguyên vẹn
dung dịch CuSO, với anot (A) bằng Cu (điện cực tan)
F— CuSO, ——> (eye avong) Anot (A) (bang Cu)
Cu > Cu** + 2e À) không có khí O; bay ra, màu xanh của dung
cực dương (A) bị ăn mòn, có một lượng đồng bám
định luật Faraday về điện phân :
Lượng đơn chất Ý (rắn, lỏng, khí) thoát ra ở điện cực được xác
Trang 17Ở đây : mự và nx lần lượt là khối lượng và số mol đơn chất X giải
phóng ở điện cực
A là khối lượng mol (nguyên tử hay phân tử) của đơn chất X
1 là cường độ dòng điện (ampe)
t la thời gian điện phân, tính bằng giây (s) hay giờ (h)
F là hằng số Faraday, bằng 96500 (nếu t tính ra giây) và 26,8 (nếu
t tính ra giờ)
n 1a sé electron tham gia phản ứng ở điện cực (tức là số mol
electron cần thiết cho hay nhận để tạo thành 1 mol don chat X)
Q = Lt 1a điện lượng qua bình điện phân (culong)
6.4 Ứng dụng chính của sự điện phân
Điều chế kim loại và một số phi kim (như O¿, H;, Cl;,.), một số
hợp chất (như KMnO¿, NaOH, H;O;, nước Giaven, ) Tỉnh chế một số
kim loại (như Cu, Pb, Zn, Ag, Au, ) bằng phương pháp điện phân Mạ
điện (bảo vệ kim loại chống ăn mon),
vil SU AN MON KIM LOAI
1 Một số khái niệm, định nghĩa và phân loại sự ăn mòn kim loại
1.1 Khái niệm : Sự ăn mòn kim loại là sự phá huỷ kim loại hoặc
hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường
1.2 Phân loại (căn cứ vào môi trường và cơ chế của sự ăn mòn)
L AN MON HOA HOC AN MON BIEN HOA HOC |
| La qué trinh oxi hoá - bhử, trong | Là quá trình oxi hoá - khứ, trong |
| do cde electron cua kim loại được |đó kim loại bị ăn mòn do tác |
'chuyển trực tiếp đến các chất dụng của dung địch chất điện li |
Thí dụ : Các thiết bị bằng gang | đời từ cực âm đến cực dương - |
| thép bị ăn mòn hoá học khi tiếp | phát sinh dòng điện |
xúc với khí C];, hơi H;O, ở nhiệt | Thí dụ : Vật liệu kim loại, hợp |
vỏ tàu biển bằng thép ngâm
trong nước biển,
|
|
* Lưu ý : Về bản chất, ăn mòn hoá học và ăn mòn điện hoá học
đều là quá trình oxi hoá - khử ; Nhưng với ăn mòn hoá học, năng
lượng do phản ứng oxi hoá - khử sinh ra chuyển hoá thành nhiệt
năng (không phát sinh dòng điện) còn với ăn mòn điện hoá học, năng
lượng đó chuyển hoá thành điện năng (do đó phát sinh ra dòng điện)
DO Copy
Trang 18ăn mòn điện hoá
Kim loại phải không nguyên chất, để tạo ra các điện
Ing han : ), cap kim loai — hop chat hoa hoc (Fe-Fe3C) cap kim loai - kim loai (Zn-Cu), cap kim : Các điện cực phải tiếp xúc nhau hoặc trực tiếp, dây dẫn)
: Các điện cực phải cùng tiếp xúc với dung dịch một trong ba điều hiện trên sẽ không xdy ra su
3 Cơ chế của sự ñn mòn điện hoá
với các chất trong dung dịch
ng : là kim loại yếu hơn, tại đây xảy ra quá trình
(H:O + O;) có trong dung dịch
a ăn mòn điện hoá là quá trình oxi hoá - khử có Hiện Nếu cặp điện cực là hai kim loại càng đứng dãy điện hoá thì tốc độ ăn mòn càng lớn Bao giờ
mạnh hơn cũng bị phá huỷ (ăn mòn) trước và là
ăn mòn điện hoá một vật bằng gang (hay thép)
hông khí ẩm diễn biến theo eơ chế sau :
đều là hợp kim của Fe và C, gồm những tỉnh thể
p với tỉnh thể C (grafñt) Khi tiếp xúc với không 20) c6 hoa tan khí CO¿, Ô¿, sẽ tạo ra lớp dung boài kim loại Tỉnh thể sắt là cực âm, tỉnh thể (Hình 1)
y ra các phản ứng khử
2H' + 2e —> Hạ O; + 2H;O +
Trang 19Những ion Fe” tan vào dung dịch chất điện li có hoà tan khí O¿
Tại đây, những ion FeŸ' bị oxi hoá tiếp thành ion FeŸ* theo thời gian
cuối cùng tạo ra gỉ sắt có thành phần Fe;O;.nH;O
4 Chống ăn mòn kim loại
4.1 Nguyên tắc chung
Hạn chế (hoặc triệt tiêu) ảnh hưởng của môi trường đối với kim
loại cần bảo vệ
4.2 Các phương pháp bảo vệ kim loại chống ăn mòn
a Phương pháp bảo uệ bề mặt : Cách li kim loại với môi trường
bằng cách phủ lên bề mặt kim loại màng che phủ vững chắc (như sơn,
dâu mỡ, chất dẻo hoặc tráng, mạ bằng một kim loại khác, )
b Phương pháp bảo uệ điện hoá : Dùng một kim loại hoạt động
mạnh hơn làm “vật hi sinh” để bảo vệ vật liệu kim loại
Thí dụ : Để bảo vệ phần vỏ tàu biển bằng thép chìm trong nước
biển khỏi bị ăn mòn người ta gắn các lá kẽm vào phía ngoài Khi đó
phần vỏ tàu bằng thép là cực dương, các lá kẽm là cực âm, nước biển
Trang 20Kết quả :
Sau một thời gianl|
những lá kẽm khát
Vo tau được bảo vệ, Zn là “vật hi sinh”, nó bị ăn mòn
người ta lại thay những lá kẽm bị ăn mòn bằng
ta còn chế tạo hợp kim có khả năng chống ăn mòn
Im Al-Mg, Cu-Zn, Fe-Mn-Cr, ) hay thêm vào môi
lăn mòn (chất kìm hãm), như urotropin,
Ngoài ra, người
(Thí dụ : Hợp ki
trường chất chống
VIII ĐIỀU CHẾ K MLOAI
1 Nguyên tắc chung điều chế kim loại
Thực hiện phản ng khứ ion kim loại (M°”) thành kim loại tự do (M)
M*+ne->M
2 Các phương dháp chính để điều chế kim loại
2.1 Phương pháp thuỷ luyện
a Nguyên tắc dhung : Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn
để khử ion kim loại khác trong dung dịch muối
mA + nB™ (ag > MA™ + nB dy do)
b Pham vi dp!
điều chế các kim l ại có tính khử yếu, như Pb, Cu, Ag, dụng : Thường dùng trong phòng thí nghiệm để
Thi du : Fe + CuSO, > FeSO, + Cu
e Lưu ý quan †
Khi dùng phươi ong
g phap thuỷ luyện để điều chế kim loại cần lưu ý
Ba điều biện để kìm loại A đẩy dugc kim loại B ra khói dung dịch
muối của nó dưới
CuSO, (dung dich) > FeSO, + Cul
CuSO, (dung dịch) -> không phản ứng
Kim loại A và kim loại B đều phải không tan trong hường
Thi du : Na + CuSO, (dung dich) sé cé cdc phan ứng :
2NaOH + GuSQ, (chat tan) -> Cu(OH); + Na;SO¿ (b)
(a) + (b) : 2Na + 2H;O + CuSO¿ — Cu(OH);} + Na;SO¿ + H;†
DO Copy
Trang 21e Điều kiện 3 Muối của B (tham gia phản ứng) và muối cia A
(tạo thành) phải đều là muối tan
Thí dụ : Zn + PbSO/ -› Không phần ứng (vì PbSO¿ không tan)
Pb + CuSO, > Khong phan ting
(PbSO, khéng tan tao ra, bám ngay lên bể mặt thanh chì làm
phản ứng ngưng lại ngay)
Khi dùng kim loại có tính khử mạnh hơn đẩy kim loại yếu hơn ra
khỏi dung dich muối của nó cần cảnh giác với sự có mặt của ion Fe”
Thi du 1: Fe + 2FeCl; (dung dịch) -> 3FeC];
Cu + 2FeCl; (dung dịch) -> 2FeCl; + CuCl;
Thí dụ 2 : Cho Zn (dư) tác dụng với dung dịch FeC]; :
Zn + 2FeCl; (dung địch) —> 2FeC]; + ZnCl; (a)
Zn (còn dư) + FeCl; (dung dịch) -» ZnCl, + Fel (b)
Thí dụ 3 : Cho Fe tác dụng với dung dịch AgNQ; (dư) :
Fe(NO3)2 + AgNO; (con du) > Fe(NOs)3 + Ag) (b) 2.2 Phuong phap nhiét luyén
a Nguyên tắc chung : Dùng các chất khử thích hợp (như AI, C, Hạ,
CO, ) để khử ion kim loại trong oxit của chúng ở nhiệt độ cao
b Pham u¡ áp dụng : Phương pháp này thường được dùng trong
công nghiệp để sản xuất những kim loại từ trung bình đến yếu (như
Zn, Fe, Pb, Sn )
Thi du: Fe,03 + 3CO (du) "> 2Fe + 3CO,
CuO + Hạ —“—> Cu + HạO
œ Lưu ý quan trọng
e Để thu được kim loại tỉnh khiết nên dùng CO hay H; dư (vì khí dư sẽ
thoát ra, không ảnh hưởng đến độ tỉnh khiết của kim loại cần điều chế)
e Nếu dùng CO thiếu để khử oxit sắt ở nhiệt độ cao (do sắt có
nhiều hoá trị) quá trình phản ứng sẽ xảy ra theo từng giai đoạn
Thí dụ : FeO; —*S%"—» Fe,;0, —*" > FeO "+ Fe
e Có thể dùng nhiệt để phân huỷ một số hợp chất (oxit, muối, )
của các kim loại yếu để điều chế kim loại tự do
Thí dụ : 2AgNO; —!—x 2Ag\ + O;† + 2NO;T
Trang 22® Nếu kim loại hằm trong muối sunfua, cacbonat, phải chuyển về
oxit bằng cách nung cdc mudi nay trong không khí, sau đó khử øxit
bằng CO, Hạ, AI Hoặc chuyển oxit thành muối clorua rồi đem điện
phân nóng chảy (nếu không thể khử oxit bằng CO, H;)
Thi du: FeCOQ, —*2*— 5 Fe,0,; +t’ _, Fe
FeS; +0,,t” Fe;O; +H, dư, t9 Fe
ZnS +2%"_, gn0 —2"_, Zn
Na C 3 +HCldu NaCl điện phân nóng chảy Na
Na;SỞÒ¿ ———> NaCl ——›y Na AI(NQs)3 ——> Al,O; ———> Al 2.3 Phuong phap dién phan
a Nguyén tdc chung : Ding dòng điện một chiêu để khử các ion
kim loại thành kim| loại tự do
b Phạm u¡ áp dựng : Bằng phương pháp điện phân có thể điều chế
được hầu hết các kiln loại
Œ Lưu ý quan Họng : Khi dùng phương pháp điện phân để điều
chế kim loại cần lưd ý :
* Điện phân nóng chảy : Thường dùng điều chế các kim loại mạnh
* Điều chế kim loại kiểm : Điện phân nóng chảy muối clorua hay
hidroxit nóng chảy
Thí dụ : ` 2KCI hóng chảy —tữtbhânnónghậy OK 4 CIạ†
4NaOH nong chay —SterMendngchiy _ TNa + O2 + 2H,O
* Điều chế kim lbại kiểm thổ : Điện phân nóng chảy muối clorua
nóng chảy
Thí dụ : CaC]; nộng chảy ——dnphânxónghấy , Ca + CỊ,†
* Diéu ché Al: 2A1,0, —22ebaningshir , LAI + 3Q,† criolit
» Điện phân dung dịch : Thường dùng diéu ché kim loại có tính
khử yếu và trung bìhh
Thi dw: CuCl, |—*#2rhandunedich_, 90y + Clot
2CuSQ, + 2H,O —Méavhandungdich | 904 4 O27 + 2HSO,
4AgNQ + 2H,O —tinehindunadich _, 4a + Oot + 4HNO,
Trang 23VẤN ĐỀ 2
KIM LOAI KIEM
KIM LOAI KIEM THO - NHOM
A KIM LOAI KIEM (KLK)
I VỊ TRI TRONG BANG TUAN HOAN - CAU TAO KIM LOAI KIEM
1 Nhận xét chung
Các KLK đều thuộc nhóm IA, đứng đầu mỗi chu kì (trừ chu ki D),
déu là nguyên tố s, có 1 electron lớp ngoài cùng, bán kính nguyên tử
(R) lớn, năng lượng ion hoá (I¡) nhỏ nhất (so với các kim loại khác
cùng chu kì) = Do vậy, KLK có tính khử rất mạnh :
Trong hợp chất KLK luôn có hoá tri I va sé oxi hoá (soh) +1
Từ Li đến Cs tính khử và tính kim loại tăng dần (do R tăng dân, I,
giảm dần, E° M'M rất âm)
2 Bằng tóm tắt một số đại lượng đặc trưng của kim loại kiểm (KLK)
Tu Li Ban kinh Naess Thé dién Độ âm |
| =8) nguyên tử " k ầ lâm cực chuẩn điện X ae tian | |
| dén Cs ế z R) i oá (I; : ŒE) E 0: ( DAD DY phuong | ê:lập |
(Z=55) | _” ~~ | El M <<0J ———, | tâm khối
II TINH CHAT VAT LÍ CUA KIM LOẠI KIỂM
1 KLK c6 nhiét độ nóng chay (t°,), nhiệt độ sôi (t?) thấp, độ cứng rất ne s Đ 6
nhỏ (giám dân từ Li -> Ơs), do liên kết kim loại kém bền, lực liên kết yếu
Khối lượng riêng nhỏ (tăng dần từ Li -> Cs) do mạng tỉnh thể rỗng
2 Mau ngọn lửa đặc trưng của đơn chất va hop chat kim loại kiểm (KLK)
| Dé tia Vang Tim hoa ca Tím hồng Xanh da trời
DO: Gol PY]
Trang 243 KLK có cấu tao mạng tỉnh thể lập phương tâm khối (là kiểu
mạng kém đặc khít)
Ill TINH CHAT HOA HQC CUA KIM LOAI KIEM
1 Tác dụng với phi kim
a 4M +O, —! {ee _, 9M.0 | 2M +0, —“ 5 M20; (peoxit)
Thi du :4Na+Q;>2Na,0_ | Thi du :2Na +O, —“—> NasO»
* Lưu ý : Oxit KLK (M,0) va peoxit (M,O,) la nhiing chat ran tan
trong nước tạo dung dịch kiểm MOH
b KLK (M) + halogen (X2) : v6i X : F, Cl, Br, I
2M + X2 > 2MX (muối halogenua kim loại kiểm)
2 Tác dụng với HO: 2M +H,Q —“™_, 2MOH +H, t
* Lưu ý quan ltrọng : Do tác dụng dễ dàng với HạO nên khi cho
KLK vào dung dịch muối (dung dich CuSO, chang han) sẽ có hiện
tượng sủi bọt khí và có kết tủa màu xanh Cu(OH);
2Na + 2H;O 2NaOH + H; † (1)
2NaOH + CuSO, -> Cu(OH), 4 + NazSO, (2)
3 Tác dụng với axit
+ HCI| H;SO¿ ao; —> M' + Hạ ? + H;Sп 4; —> M' + (SO; †,S Ý, HạS †) + HạO + HNOs (sng) > M* + (NO 7, NO 7, N2 *, NH,*) + HoO
+ HNO; (dac) > M* + NO, T + H.O
IV DIEU CHE KIM|LOAI KIEM
Do có tính khử tất mạnh nên KLK được điều chế bằng phương
pháp điện phân nóng chảy muối elorua hay hiđroxit của chúng
2NaOH —#%_5 2Na + 50:4 + H,O† (2)
V MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRONG CUA KIM LOAI KIEM
1 NaOH : Chất rắn màu trắng, hút nước mạnh, dễ nóng chảy, tan
nhiều trong nước, là chất điện li mạnh NaOH là kiểm mạnh, có
những tính chất chưng của bazơ tan Điều chế bằng phương pháp điện
phân dung dịch Nadi có màng ngăn :
2NaCl + 2H.0 eee 2NaOH + Cl, + Hy
DO.Copy|
Trang 25* Lưu ý : Nếu không có màng ngăn xốp sẽ xảy ra phản ứng tạo
nước Gia-ven
2NaOH + Cl, — see NaCl +NaClO + H,O TN ee
Nước Gia-uen
2 Natri hiđro cacbonat (NaHCO,) và natri cacbonat (Na,CO,)
NaHCO; (Natri hidro cacbonat) Na;CO; (Natri cacbonat) |
e Chất rắn màu trắng, ít tan
| trong nước, phân li trong dung
dịch thành ion :
| NaHCOa > Na’ + HCO”
e Chất rắn màu trắng, tan nhiều |
trong nước, phân li trong dung
| dich thanh ion :
Na;CQ;¿ + CO; † + HạO
Na;GŒO; -› 2Na' + CO,”
CO7 + 2H' + CO, † + HạO
(CO; nhan proton)
Thí dụ :
— Nếu nhỏ từ từ dung dich HCl vào dung dịch NazCO; :
Trước hết : Na;CO; + HCI -> NaHCO; + NaCl Q)
Sau khi toàn bộ ion CO7 chuyển hết thành HCO;, nếu vẫn tiếp
tục nhỏ tiếp dung dịch (H*) sé có phản ứng (dấu hiệu sủi bọt khí) :
NaHGO; + HCI -> NaC! + HạO + CO;† (2)
— Nếu cho dung dịch Na;CO¿ tác dụng với dung dịch axit dư ngay
từ đầu thì :
Na;CO; + 2HCI —› 2NaCl + CO;† + H;O (3)
Ôu tập oà 260 thing hod nhanh Woda 06 cơ 25
PO Coprl
Trang 26(Với K, Rb, Cs cHáy trong không khí còn có thể tạo supeoxit MO;)
2M + Xo snaioghn) > 2MX
2M+S—> M}S Chi Li phản ứng trực tiếp được với N; tạo LiạN
6Li + No > 3LiạN (có màu đỏ)
(Luu y : LisN + $H,O > 3LiOH + NH; 7)
2M + 2H' (trbng HƠI, H;SO¿ toang) > 2M* + Hy TF 2M + 2H:O -} 2MOH + Hạ †
(4) (5)
(6)
(7) (8)
#M + dung dịch huối -> Trước hết phản ứng với H;O (dung môi) tạo
dung dịch kiểm Sau|đó dung dịch kiềm tác dụng với muối (chất tan)
Thí dụ : Cho K tác dụng với dung dich CuSO, thu kết tủa Cu(OH);
màu xanh (không tạo kết tủa Cu màu đỏ)
2K + CuSO¿ + 2H;O -> Cu(OH); Ì + KạSO¿ + H; † (9)
2 Oxit (M,O) — Pdoxit (M,O) — Supeoxit (MO,) của kim loại kiểm
Li,O + H,O + 2LiOH
Na:O + CO; +> Na;CO;
K,0 + 2HCI }› 2KCI + HạO
2Na;O; + 2HÌO -› 4NaOH + O; †
4KO; + 2H;Q -› 4KOH + 3O; +
4KO; + 2C -| 2K;CO¿ + O; †
3 Hiđroxit kim ldại kiểm (MOH)
a NaOH (hay KOH) + Khí CO: (hay SOz)
NaOH + CO.|-» NaHCO;
2NaOH + CƠ, -› Na;CO; + H;O
(1) (2) (3) (4) (5) (6)
Ql) (2)
* Lưu ý : Néu dat tile (T= n,,6,: Nog, ) ¢6 thé c6 cdc truting hgp sau :
Trang 27b NaOH (hay KOH) + dung dịch axit H2SO,;
* Lưu ý : Nếu đặt tỉ lệ ŒT = nguy :n, sọ, ) có thể có các trường
| Giá trị T 0<T<1 | L<T<2 2 @O2<T 4
Phan ung | (3) (3) (3) va (4) (4) HD lf
| Sdn pham | NaHSO, va NaHSO, va Na,SO, va
sau cing | H,SO,du | N@4#5% | waso, | N®S% | Naow au _|
ce NaOH (hay KOH) + dung dich H3PO,
* Lưu ý : Nếu đặt tỉ lệ (r Sung ‘Dupo, ) có thể có các trường
hợp sau :
Giá trị T 0<T<l Re T <2 =2 2<T<3 T>3
en (5) (6), (6) (6) (6), (7) Œ)
ứng —|
phẩm H;PO, dư NasHPO, Na HPO, Na,PO, (NaOH có
2NaOH + FeCl, > Fe(OH): 1 + 2NaCl (9)
NaOH + NH,Cl > NaCl + NH; 7 + H,0 (10)
2NaOH + 2KHCO; -> Na;CO; + KạCO; + 2HzO (11)
6KOH (age nong) + 83Cly —“S—> SKC] + KCIOs + 3H20 (13)
6NaOH + 3S —"—> 2Na,S + Na,SO; + 3H,0 (14) 2NaOH + Si + HạO -> Na;SiO; + 2H; 2 (15)
4 Muối của kim loại kiểm
a NasCOs (bao hoa) + CO2 + HxO + NaHCO; qd)
Na;CO; + 2HBr -› 2NaBr + CO; + HạO (3)
DO Copy,
Trang 28b 2NaHCO; —|—› Na;CO; + CO; †+ H;ạO (4)
NaHCO; + NaOH -› Na;CO; + H;O (6) NaHCO; + Ca(OH), > CaCO; } + NaOH + H;O (7)
2NaHCO; + 2KHSO/ -› Na;§O¿ + K;SO¿ + 2CO; † + 2H;O
(9)
2NaCl + 2H,0 —_—™' , H, T+ Cl, 7 +2NaOH (11) cố vách ngân
Nếu không có mắng ngăn xốp (hay vách ngăn) sẽ xảy ra phản ứng
tạo nước Gia-ven
2NaOH + Clj > NaCl + NaClO + H,O (12))
d NaClO + 2H¢l > NaCl + Cl, + H,O (13)
e 2NaNO; —‘l-> 2NaNO, + 0, t (15)
2KNO; + 83C 4 S —“-> KS + N; † + 3CO; † (16)
g NaHSO,; + NaHSO; > Na,SO, + H,0 + SO, Tt (17)
NaHSO, + NHS -> Na.SO, + H.St (18)
B KIM LOAI KIEM THO (KLKT)
I VỊ TRÍ TRONG BẰNG TUẦN HOÀN - CẤU TẠO KIM LOẠI KIEM THO
1 Nhan xét chun
Các KLKT đều tHuộc nhóm IIA, đứng sau KLK trong mỗi chu kì và
đều là nguyên tố s
Nguyên tử kim loại kiềm thổ (KLKT) chỉ có 2e lớp ngoài cùng
(thuộc phân lớp ns”| rất dé dàng nhường 2e này trong phản ứng hoá
học (M -> MỸ' + 2e)| Tính chất đặc trưng của KLKT là tính khử mạnh
(nhưng yếu hơn KLK cùng chu kì) Trong hợp chất KLKT luôn có hoá
trị II và số oxi hod (+2) Tir Be dén Ba tinh khi va tính kim loại tang
dân; Be là kim loại trung bình (hidroxit tương ứng có tính lưỡng
tính), Mg là kim ldại hoạt động, còn Ca, Sr, Ba có tính chất khá
giống nhau, chúng là 3 kim loại mạnh
Trang 29
2 Bảng tóm tắt một số đại lượng đặc trưng của kim loại kiểm thổ
II TÍNH CHAT VAT Li CUA KIM LOAI KIEM THO (KLKT)
Tinh chất vật lí của các kim loại kiềm thổ biến thiên không đều
(do sự khác nhau về mạng tỉnh thể kim loại) Nhìn chung cdc KLKT
có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tương đối thấp (trừ Bari), độ
cứng thấp, khối lượng riêng tương đối nhỏ KLKT chỉ tôn tại trong tự
nhiên ở dạng hợp chất
Ill TINH CHAT HOA HOC CUA KIM LOAI KIEM THO (KLKT)
1 KLKT có tính khử mạnh (nhưng yếu hơn KLK), tăng dan tiv Be
đến Ba
M > M* + 2e
2 KLKT khử được phi kim (O›, halogen X¿, S, .) tạo oxit bazơ hay
muối, khử dễ dàng ion H' trong dung dịch axit tạo khí H›;, khử được
HO dễ dang tạo khí H; (trừ Be)
* Lưu ý quan trọng :
KLKT tác dụng với HO với mức độ khác nhau
~ Nếu là Ca, Ba, Sr ở ngay nhiệt độ thường——""?—› M(OH); + H;?
~ Nếu là Mg : Mg + H;ạO (hơi) —#2°—y MgO + H¿ˆ
— Nếu là Be : không phản ứng với HạO
Ou tap 0d W66 thống hod uhanh Tod 06 cơ 29
D DO Gopy|
Trang 30IV ĐIỀU CHẾ KIM |OẠI KIỀM THỔ (KLKT)
Do cĩ tính khử hạnh nên chỉ cĩ thể điều chế kim loại kiểm thổ
(KLKT) bằng phươn
Thi du :
Catot (K) (eye am)
Mg” + 2e > Mg
Phuong trinh dién
pháp điện phân nĩng chảy (M”* + 2e > M)
< MgC]; (nước) -> (eye dusngy (A) anot
2Cl > Cl, + 2e
ime Mg + Cl?
phan : MgCl, —““—,
V MOT SO HOP CHAT QUAN TRONG CUA KIM LOAI KIEM THO
a Canxi oxit CaO)
dụng được với oxit a|
nhiệt), tạo Ca(OH);
(uơi sống) : Chất rắn màu trắng, là oxit bazơ, tác
it và axit, tác dụng với HạO (phản ứng toả nhiều
Thí dụ : CaO + 2HNO; -> Ca(NO;); + HạO
b Canxi hidroxit| Ca(OH)› (uơi tơi) : Chất rắn màu trắng, ít tan
trong nước Nước vơÏ trong là dung dịch Ca(OH); cĩ tính bazơ mạnh
(yéu hon NaOH):
hu trắng, khơng tan trong nước, bị phân huỷ ở
trong nước cĩ CO; hồ tan tạo ra Ca(HCO;); (chỉ
ch) :
+ HạO ——— Ca(HCQ¿);
ƒng này giải thích sự tạo thành thạch nhũ (CaCO;)
trong hang động đá vội, cặn trong ấm đun nước, bình thuỷ (phich)
d Canxi sunfat : CaSO, (thach cao khan): Chat ran mau trắng, tan
ít trong nước, CaSO, .2H;O (thạch cao sống) thường dùng sản xuất xi
mang CaSO4.H20 hay CaSO,.0,ðH;O (thạch cao nung) thường dùng
| Nước cứng tạm thời Chứa ion Ca”' và Mg”' ở đạng
muối Ca(HCO¿); và Mg(HCO;);
30 muối CaCl:, MgCl;, CaSO¿, MgSO, Quan Hán Thành
|
|
BBCÐxy
Trang 31e Nước cứng toờn phân : chứa cả 2 loại nước cứng tạm thời và vĩnh cửu
b Cách làm mồm nước cứng : Tách các ion Ca”' và Mẹ?” ra khỏi nước
— Phương pháp nhiệt : (khử được độ cứng tạm thời ĐCTT)
Ca(HCO;);¿ —f—> CaCO; Ý + CO; † + HạO
Mg(HCO,); ——> MgCO; Ý + CO; ? + HạO
— Phương pháp hoá học :
+ Dùng hoá chất như Ca(OH); hay NaOH vừa đủ để khử ĐCTT:
Ca(HGO;); + Ca(OH); -> 2CaCO; Ì + HạO
+ Dùng hoá chất như Na;CO; hay Na;PO, để khử độ cứng toàn phần
ĐCTP (gồm cả độ cứng tạm thời ĐCTT và độ cứng vĩnh cửu ĐCVC)
Ca”' + CO?” — CaCO; Ý hay 3Ca”`+ 2PO? -> Ca;(PO¿); ở
~ Phương pháp trao đổi ion : Thay thế các ion Ca”, Mẹ” trong
nước bằng các ion như Na' Phương pháp này dựa trên khả năng
trao đổi ion của các hạt zeolit hoặc nhựa trao đổi ion
VII MOT SO PHAN UNG THUONG GẶP CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ VÀ
Ba +S —‘~—» Ba&S (bari sunfua) (4)
3Mg + No > Mg3N2 (magie nitrua) (5)
ce M (Ca, Sr, Ba) + 9HạO -› M(OH); + Hạ? (6)
Mg + H¿O uạy —È%“—> MgO + Het (7)
* Lưu ý : Be không tac dung voi H,O dù ở nhiệt độ cao
4Mg + 5H2SOs (noi aac) > 4MgSO¿ + HạSĨ + 4HzO (9)
Mg + 9H;SO¿ sạn aạc —> MgSO¿ + SO;? + 2HạO (10)
e 4Mg + 10HNO¿ rit toangr> 4Mg(NO3)2 + NH¿NO; + 3H¿O (11)
Mg + 4HNOs iaain aac) => Mg(NO¿); + 2NO¿† + 2H;O (12)
DO Copy,
Trang 322 Hợp chất của kim loại kiểm thổ
Be(OH), + 2NaOH — Na.{Be(OH),] (16)
CaO +3C +2"*_, Cac, + COT (19)
ce Ca(OH), —+—> CaO + H;O (22)
Ca(OH), + 2HC] > CaCl, + 2H,0 (23)
Ca(OH); + 2HNO; -› Ca(NO;); + 2H;O (24)
Ca(OH); + CO; -> CaCO; Ả + HạO (25a)
Nếu COs du:
Ca(OH)» + 2002 -» Ca(HCO;); (95c)
* Lưu ý : Nếu đặt tỉ lệ số mol (T = No, Delon, ); ta có
PT EU cà
(hay : Ca(OH) 4 Cl; -> CaOC]; + H;O)
Ca(OH), + MgCly > Mg(OH)2v + CaCl, (28)
Ca(OH) + Na,CO; > CaCO; } + 2NaOH (29)
DO Copy
Trang 33d CaCl; +2NaOH -› Ca(OH);z} + 2NaCl (30)
8CaCl; + 2Na;PO¿ -› Cas(PO¿);Ì + 6NaCl (31) CaCl, + 2H,O SS Cl.t + H,t + Ca(OH), (32)
2CaOCl, —"—> 2CaClp + O;† (35)
h Mg(HCO;); + 2NaOH -› Mg(OH);Ì + 2Na;CO; + 2H;O (36)
Ba(HCOs;)2 + Ca(OH): + CaCO3\ + BaCO;) +2H,O (38)
Ca(HGO;); + 2HCI -› CaCl; + 2CO;† + 2H;O (39) Ca(HGO;); + Na;CO; -> CaCO;} + 2NaHCO¿ (40)
Ba(HCO;); + Na;SO, -› BaSO,} + 2NaHCO; (41)
k CaCO; + 2CH;COOH -› Ca(CH;COO); + CO;† + HạO ˆ (42)
MgCOs.CaCO3 trong quang dotomity —-—> CaO + MgO + 2C0,7 (43)
MgCO;.CaCO; + 4HCI -› CaCl; + MgClạ + 2CO;? +2HạO (44)
1 2Mg(NO;);; —“—› 2MgO + 4NO;† + O;† (45)
Ca(ÑQ;); + Na;CO; -> CaCO;} + 2NÑaNO; (47)
m Mỹ;(PO,); + 6HCI -› 8MgCl; + 2HạPO, (48)
Cas(PO¿); + 3H;SO¿ -> 3CaSO¿\ + 2HạPO¿ (49) Cas(PO¿); + 4H;PO¿ -› 3Ca(H;PO,); (50)
n CaSO,2H¿O——!°_„CaSO,, 5 HạO —**€_ › CaSO, (52)
(thạch cao sống) (thạch cao nung) (thạch cao khan)
On tip va F¢ thing hod uhanh Hod oô cơ 33 (
DO G@opy|
Trang 34kiểu mạng tinh thể lập phương tâm diện, bền vững
có ba electron lớp ngoài cùng, thế điện cực chuẩn
Al > Al** + 3e
kim loai khac [Ew, = -1,66V |, năng lượng ion
AL z
rị gần nhau, nên dễ tách 3e này để trở thành AI”'
Vậy, nhôm là kim loại có tính khử mạnh (yếu hơn KUK và KLKT)
li TÍNH CHẤT VẬT| LÍ CỦA NHÔM - HỢP KIM CỦA NHÔM
Chế tạo máy bay,
1 | ô tô, tàu hoả,
2 | Silumin 94 % AI, 10% 8i, nhẹ, bền Đúc các bộ phận
máy móc _
3 Amelec 98,5% Al, 1,5% Mg, Si, Fe
Dai, bén hon nhôm
Trang 35Ill TINH CHAT HOA HOC CUA NHOM
Nhôm có tính khử mạnh (yếu hơn KLUK và KLKT)
Al > Al** + 8e
1 Nhôm tác dụng trực tiếp được với nhiều phi kim (halogen X,, O,, S)
Thi du : 4A) + 30 —"—+ 2AI;O; (Al cháy sáng trong không khí)
* Lưu ý : Nhôm bền trong không khí ở nhiệt độ thường, do có
2.1 Với axit HƠI (oãng hay đặc) và H;SO; loãng (có trung tâm
oxi hoá là H*) : 2AI + 6H' — 2AI?' + 8H;†
2.2 Với axit H;SO, đặc và HNO; (loãng hay đặc) : có trung tâm +6
5 oxi hoá là S (trong SO,” của H;SO,) và N (trong NO; của HNO;)
a Với H;SO;¿ đặc nguội uà HNO; đặc nguội : Al không phản ứng
do bị H;SO¿ đặc nguội, hoặc HNO; đặc nguội oxi hoá trên bé mat tao
một lớp màng Al;O; đặc biệt bền với axit và ngăn cản phản ứng tiếp
diễn, ta nói «Al bị thụ động hoá» vì khi đó axit loãng cũng không
phần ứng với A1 (trừ khi đánh sạch lớp AlzO;)
* Lưu ý : Tương tự AI, các kim loại Fe, Cr, Mn cũng khong phan ứng
b Voi H2SO, dac nong, tuy néng dé có thể tạo các sản phẩm khử
khác nhau :
2AI + 6H;8O; (rst ae ——> Al(SO,); + 3SO¿? + 6H;O
2AI + 4H;§O¿ q¿¿ ——“—y Als(SO,); + SỬ + 4H¿O
SAI + 16H;SO¿ qui ạạ —“—> 4Ala(SO¿); + 3H¿S2 + 12H,0
e Với HNO; đặc nóng
AI + 6HNO: qœe —!—> Al(NO¿); + 3NO;† + 3HạO
d Với HNO; loãng tuỳ nồng độ có thể tạo các sản phẩm khứ khác nhau :
Al + 4HNO; (hơi loãng) -> Al(NO;); + NO† + 2H;O 8AI + 80HNO; (loãng) —› 8AI(NÓ¿); + 3N;Of + 15H;O
10AI + 36HNO; (loãng hơn) => 10AI(NO;¿); + 3N;† + 18H;O 8Al + 30HNO; (rất loãng) -> 8AI(NO¿); + 3NH¿NO; + 9H;O
Trang 36Các phản ứng của Zn tác dụng với dung dịch axit tương tự AI
3 Nhôm tác dụng với nước
2AI + 6H;O +› 2AI(OH);Ÿ + 3H;†
* Lưu ý :
— Phản ứng nhahh chóng dừng lại (do lớp Al(OH); sinh ra không
tan trong nước), ngắn cản AI tiếp xúc với H;O
- Thực tế đồ vật bằng AI không phản ứng với H;O (vì trên bể
mặt AI có lớp AlzO4 bền vững bảo vệ)
4 Nhôm tác dụng với dung dịch kiểm (OH)
Al + OH” + HO > AlOg + Sut
Thidu: Al+MNaOH + H.O - NaAlO, + Sunt
hay : 2Al +|2NaOH + 6H,0 > 2Na{Al(OH)4] (aay + 3H2*
Thực tế, đồ vật bằng nhôm tan trong dung dịch kiểm là một quá
trình gồm nhiều giải đoạn :
Al,O3 + 2NaOH + 3H,O > 2Na[Al(OH),] (1)
2AI + 6H;O +› 2AI(OH)aÌ + 3Hạ† (2)
Nếu cộng (2) + (3) ta có :
2AI + 2NaOHI + 6H;O -› 2Na[Al(OH);] (dd) + 3H;
5 Nhôm tác dụng với dung dịch muối
AI trực tiếp đẩy Hược kim loại yếu hơn ra khỏi muối tan trong dung
dịch (phản ứng xảy|ra tuân theo quy tắc œ - Xem mục 4, vấn để 1)
2Al + 3FeSO, -> Alo(SO,)3 + 3Fe
* Lưu ý : AI + $Fe(NO;); -> AlI(NO;); + 3Fe(NO;);
Nếu AI còn dư : $AI + 3Fe(NO;); — 2AI(NO¿); + 3Fev
6 Nhôm tác dụng Với oxit kim loại kém hoạt động (phản ứng nhiệt nhôm)
2Al + Fe,O; |—"—> Al,0; + 2Fe (AH < 0)
(Tổng quát : 2yAl + 3Fe,Oy —“—› yAlạO; + 3xFe)
2A1 + CrạOạ —“—› AlạO; + 2Cr (AH < 0)
Trang 37
IV SẲN XUẤT NHÔM
Trong công nghiệp, nhôm được sản xuất bằng phương pháp điện phân
nhôm oxit nóng chảy từ quặng boxit (Al;O; lẫn Fe;O;, SiO›, tạp chất)
1 Nguyên tắc : Khử ion AlỶ' bằng phương pháp điện phân nóng
chay Al,.0;: Al** + 3e > Al
2 Hai giai đoạn sản xuất AI từ quặng boxit
a Giai đoạn 1 : Tỉnh chế quặng (Al;O;, Fe;Oạ, SiO;) : Nấu với
NaOH đặc, chỉ Fez;O; không tan, được lọc bỏ
Al,O; + 2NaOH —*—> 2NaAlO; + H;O (a) SiO; + 2NaOH —*—› Na;SiO; + HạO (2)
Sục khí CO; vào dung dịch muối qua lọc :
NaAlO, + CO; + 2HạO —> Al(OH)¿Ì + NaHCO; (3)
Nung Al(OH); : 2Al(0H); ——> Al,03 + 3H,0 (4)
b Giai đoạn 2 : Dién phan nong chay Al,O3
2A1,0, —itavrannongchiy 4A] + 30,7 criolit (Na,AIF,) (5)
* Lưu ý : Vai trò của criolit Na¿AlFs trong sản xuất Al từ quặng
boxit là :
1) Hạ nhiệt độ nóng chảy của hệ, tiết kiệm năng lượng (điện năng)
2) Tạo được hỗn hợp lỏng, có khả năng dẫn điện tốt hơn Al;O;
nóng chảy
3) Ngăn cản sự tiếp xúc của AI nóng chảy với không khí, nên AI
không bị oxi hoá tiếp
* Lưu ý : Vì là chất khử mạnh nên không thể điều chế AI (cũng
như kim loại kiêm, kim loại kiềm thổ) bằng phương pháp thuỷ luyện,
nhiệt luyện hay điện phân dung dịch được
IV MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM
1 Nhôrh oxit Al,O, (M = 102)
e Al,O; la chất rắn trắng, không tan trong nước, nóng chảy ở
2050°C Trong tự nhiên AlạO; hiện diện trong dạng khan (như emeri,
corindo, đá quý rubi, saphia, ) hay dạng ngậm nước Al;O;.2H:O (trong
quặng boxit)
e AlzO; rất bền với nhiệt, khó bị khử thành AI kim loại (do AlẺ' có
điện tích lớn, bán kính ion nhỏ, nên liên kết với oxi rất bển vững)
© AlzO; tác dụng với C không cho A] mà cho Al¿C;
2Al;O; + 9C —?°_—; Al,C; + 6COT
Trang 38* Lưu ý :CO, H; không khử được AlzO; ở bất cứ nhiệt độ nào
AlzO; là oxit lưỡng tính, vừa tác dụng được với dung dịch axit, vừa
tác dụng được với dùng dịch bazơ ;
Al:O; + 2OH[ + 3H;O -› 2[AI(OH);]Ƒ (2) (hay Al;O; +|2OHˆ —> 2A1O; + HạO)
2 Nhém hidroxit Al(OH), (M = 78)
Al(OH); là chat rfin mau trang, kết tủa dạng keo trong nước
s Điều chế ; Chủ lyếu từ muối tan của nhôm (AI?*) Chẳng hạn :
Al** + 80H” {khéng du) > Al(OH);
s Để thu kết tủa Al(OH), tron vẹn ngoài (1) còn có thể dùng phản ung:
2AICI; + 3Na;COl + 3H;O -› 2Al(OH);Ì + 6NaCl + 3CO;†- (3)
* Lưu ý : Al(OH); khong tan trong dung dich NHg dư
Al(OH); không bẩn, dễ bị nhiệt phân huỷ tạo thành Al;Oa
2AI(OH); —†—— Al;O; + 3H;O
¢ Al(OH); 1a hidrpxit lưỡng tính
— Tác dụng với dùng dịch axit mạnh, Al(OH); thể hiện tính bazơ :
AI(OHI; + 3H" (axit) => AI?* + 3H;O
* Lưu ý : Do tính bazơ yếu nên Al(OH); không tác dụng với CO;
~ Tác dụng với duhg dịch kiểm mạnh (trừ dung dịch NH; kiêm yếu)
Al(OH); thể hiện |tính axit (HAIO;.H;O axit metaluminie)
AI(OH); + OH › [AIOH),]
(hay : AI(OH); + ĐH" -> AlO; + 2H;O)
* Lưu ý : Nhận |biết ion AI”* trong dung dịch bằng cách eho fử (ử
dung dịch NaOH đẩn dư vào dung dịch thí nghiệm, nếu thấy có kết
tủa trắng xuất hiện |rôi tan ngay khi kiểm dư thì chứng tỏ có ion A]?*,
3 Một số muối nlôm quan trọng
a Muối nhôm suifat Al›(SO);
Có nhiều ứng dụng là phèn,
s Phèn là các mhối sunfat kép của cation hoá trị I và cation hoá
trị HI Công thức thung của phèn có dạng MMf(SO,);.12H;O (hay
Trang 39Thí dụ :
Phén amoni : (NH4)2S04.Alo(SO4)3.24H2O hay NH,Al(SO,4)o.12H,O
« Phèn chua : là muối kép kali và nhôm ngậm nước
KAI(SO/,);.12H;O Phèn chua được dùng trong ngành thuộc da, công
nghiệp giấy, chất cầm màu trong ngành nhuộm vải Đặc biệt, khi tan
trong nước, phèn chua bị thuỷ phân, tạo Al(OH); kết tủa keo, có khả năng
hấp thụ và lôi kéo chất bẩn trong nước lắng xuống làm nước trong (dung
dịch tạo thành có môi trường axit nên làm nước đánh phèn có vị chua)
Giái thích :
KAI(SO,);,12HạO > K* + Al®* + 280,77 + 12H20 (1)
AI" + HO = AKOH)* + H* (2a)
AI(OH)”' + HạO Al(OH);' + H* (2b)
Al(OH),' + HO = Al(OH); + H* (3e)
b Nhém clorua AlCl;
Thường dùng làm chất xúc tác trong công nghiệp chế biến dau mỏ va
tổng hợp hữu cơ AIC]; bị thuỷ phân tạo môi trường axit qua phản ứng :
2AICI: + 3Na;CO; + 3H;O -› 2AIl(OH);ạ| + 6NaCl + 3CO;ˆ
4 Cách nhận biết ion Al*
Cho tw tit dung dich NaOH dén dư vào dung dịch (cần xác định sự
có mặt của ion Al'*) nếu thấy hiện tượng : thoạt tiên xuất hiện kết
tủa keo trắng (Al(OH);Ÿ) sau đó tan ngay trong NaOH dư (do tạo muối
tan [AI(OH);]) thì có ion AIÊ* :
Al®* + 3OH- -› Al(OH);} (1)
Hay : Al(OH); + OH” + AlO, + 2H2O (2b)
D BÀI TẬP SƠ ĐỒ CHUYỂN HOA KIM LOẠI KIỂM - KIM LOẠI
KIEM THO - NHOM
2.1 Hoan thanh so dé sau :
NaCl = ae NaOH ~), NaHCO;-19, Nacl8) NaNO, = NaNo,
Trang 40Nếu biết dung dịch Z tác dụng được cả với BaCl; và KOH thì chất
tan trong dung dịch Z gồm :
A Na;CO;, NaOH, NaHCO;
B Na;CO;, NaHCO;
C NaHCOs, Pa(HCO;);, Mg(HCO;);
D Na;CO;, Mg(HCO;);, Ca(HCO;);
9.8 Na;COạ—° KGHÀ J3 NaH€O-+2-iKc<T:!1/PBsGOs
Trong sơ đồ các dhất X, Y, Z, T lần lượt là :
A NaOH, Ba(OH);, Na;CO;, Ba(HCO;);
Biét Xi, Xe, Xs I
C NaClO3 va Na2CO3 D NaOH va Na;CO;
xảy ra vừa đủ (với tỉ lệ số mol NaOH : CO; = 3: 1)
T, Q trong sơ đồ lần lượt là :
juan Han Thanh =`
