LÝ THUYẾT ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI LỚP 12 (PIN ĐIỆN, ĐIỆN PHÂN,...)

Đây là các phần lý thuyết tổng hợp chọn lọc nhất của phần Kim loại lớp 12. Ngoài ra còn có rất nhiều các tài liệu khác từ lớp 8 đến lớp 12 về môn Hoá và các dạng đề thi đại học, các đề thi Học sinh giỏi Hoá Quốc Gia và Quốc Tế. Mời các thầy cô và các bạn học sinh tham khảo

CHUYÊN ĐỀ: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI

Lý thuyết: Kim loại và hợp kim

A KIM LOẠI

I Vị trí, cấu tạo

1 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

2 Cấu tạo

- Cấu tạo nguyên tử kim loại

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

Ví dụ: Na: [Ne]3s1 Mg: [Ne]3s2 Al: [Ne]3s23p1

+ Trong chu kì, nguyên tử của nguyên tố kim loại có bán kính nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với các nguyên tử của nguyên tố phi kim

- Cấu tạo mạng tinh thể kim loại

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

và lục phương

- Liên kết kim loại

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

II Tính chất vật lý của kim loại

1 Ở điều kiện thường, các kim loại đều ở trạng thái rắn (trừ Hg), có tính dẻo, dẫn điện, dẫn

nhiệt và có ánh kim.

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

3 Kim loại mềm nhất là K, Rb, Cs (dùng dao cắt được) và cứng nhất là Cr (có thể cắt được kính)

III Tính chất hóa học chung của kim loại

K, Na,Ba,Ca, Mg, Al, Zn, Fe,Ni,Sn, Pb, (H), Cu,Hg, Ag,Pt,Au.

Tính chất đặc trưng của kim loại là TÍNH KHỬ (nguyên tử kim loại dễ bị oxi hóa thành ion

dương): M → Mn+ + ne

1 Tác dụng với phi kim

2 Tác dụng với axit

- Đối với dung dịch HCl, H2SO4 loãng:

M + nH+ → Mn+ + n/2 H2

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

Ví dụ: Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

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

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

số oxi hóa cao nhất

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

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

Khi đó S+6 trong H2SO4 bị khử thành S+4 (SO2); S0 hoặc S-2 (H2S)

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

Với HNO3 loãng N+5 bị khử thành N+2 (NO); N+1 (N2O); N0 (N2); N-3 (NH4+)

Ví dụ:

3 Tác dụng với dung dịch muối

- Với Na, K, Ca và Ba phản ứng với nước trước sau đó dung dịch kiềm tạo thành sẽ phản ứng với muối

- Với các kim loại không tan trong nước, kim loại hoạt động đẩy được kim loại kém hoạt

động ra khỏi dung dịch muối của chúng theo quy tắc α.

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

4 Tác dụng với dung dịch kiềm

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

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

5 Tác dụng với oxit kim loại

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

Ví dụ: Pư nhiệt nhôm

6 Tác dụng với nước.

- Các kim loại có tính khử mạnh: kim loại nhóm IA và IIA (trừ Be, Mg) khử H2O dễ dàng ở nhiệt độ thường

- Các kim loại có tính khử trung bình chỉ khử nước ở nhiệt độ cao (Fe, Zn,…) Các kim loại còn lại không khử được H2O

Ví dụ: Na + H2O → NaOH + 1/2 H2

IV Điều chế

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

M n+ + ne → M

* Một số phương pháp điều chế

1 Phương pháp nhiệt luyện

- Nguyên tắc: dùng chất khử CO, C, Al, H2 khử oxit kim loại ở nhiệt độ cao

- Phạm vi sử dụng: thường dùng trong công nghiệp với kim loại sau Al

Ví dụ:

PbO + C → Pb + CO Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2

2 Phương pháp thủy luyện

- Nguyên tắc: Lấy kim loại mạnh (không tan trong nước) đẩy kim loại yếu khỏi dung dịch của nó

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

- Phạm vi sử dụng: thường dùng trong phòng thí nghiệm để điều chế các kim loại sau Mg (thường là kim loại yếu)

3 Phương pháp điện phân

- Điện phân nóng chảy

+ Nguyên tắc: Dùng dòng điện một chiều khử ion kim loại trong chất điện li nóng chảy (muối halogenua, oxit, hidroxit)

+ Phạm vi sử dụng: có thể dùng để điều chế tất cả các kim loại nhưng thường dùng với kim loại mạnh: K, Na, Mg, Ca, Ba và Al

- Điện phân dung dịch.

+ Nguyên tắc: Dùng dòng điện một chiều khử ion kim loại yếu trong dung dịch muối của nó

+ Phạm vi sử dụng: Dùng điều chế các kim loại yếu

LÝ THUYẾT: DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI

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

1 Cặp oxi hoá – khử của kim loại

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

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

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

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

Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag Kết luận: Tính khử: Cu > Ag

Tính oxi hoá: Ag+ > Cu2+

II Pin điện hóa

a Cấu tạo

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

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

Epin = 1,10V

b Giải thích

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

Zn → Zn2+ + 2e

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

Cu2+ + 2e → Cu

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

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

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

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

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

- Trong pin điện hóa:

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

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

III Thế điện cực chuẩn của kim loại

1 Điện cực hiđro chuẩn

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

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

2 Thế điện cực chuẩn của kim loại.

Thế điện cực tiêu chuẩn của kim loại cần đoc được chấp nhận bằng bằng suất điện động

của pin tạo bởi điện cực hiđro chuẩn và điện cực chuẩn của kim loại cần đo Có 2 trường

hợp xảy ra với giá trị của thế điện cực chuẩn:

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

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

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

IV Dãy thế điện cực chuẩn

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

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

1 So sánh tính oxi hóa – khử

Trong dung môi nước, thế điện cực chuẩn của kim loại càng lớn thì tính oxi hóa của cation Mn+ càng mạnh và tính khử của kim loại M càng yếu và ngược lại

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

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

3 Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa

Suất điện động chuẩn của pin điện hóa (E0

pin) bằng thế điện cực chuẩn của cực dương trừ đi

thế điện cực chuẩn của cực âm Suất điện động của pin điện hóa luôn là số dương.

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

Ta có thể xác định được thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa – khử khi biết suất điện động chuẩn của pin điện hóa (E0

pin) và thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa – khử còn lại

E 0 (+) = E 0

pin + E 0

(-) ; E 0 (-) = E 0

(+) – E 0

pin

LÝ THUYẾT: SỰ ĐIỆN PHÂN - SỰ ĂN MÒN

A SỰ ĐIỆN PHÂN

I Sự điện phân

- Sự điện phân là quá trình oxi hóa – khử xảy ra ở bề mặt các điện cực khi có dòng điện

một chiều đi qua chất điện li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li

- Khi đó các cation chạy về cực âm (catot) còn các anion chạy về điện cực dương (anot), tại

đó xảy ra phản ứng trên các điện cực (sự phóng điện):

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

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

II Sự điện phân các chất điện ly

1 Điện phân chất điện li nóng chảy

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

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

K, Na, Ca, Mg, Al

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

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

2 Điện phân dung dịch chất điện li trong nước

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

Mn+ + ne → M

* Lưu ý:

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

2H2O + 2e → H2 + 2OH

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

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

Ag+ + 1e → Ag

Cu2+ + 2e → Cu

Fe2+ + 2e → Fe

Zn2+ + 2e → Zn 2H2O + 2e → H2 + 2OH

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

3 Quá trình điện phân diễn ra tại anot.

- Tại anot xảy ra quá trình oxi hóa anion

Xn- → X + ne

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

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

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

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

2H2O → O2 + 4H+ + 4e

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

* Lưu ý:

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

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

+ Có thể tham gia vào quá trình điện phân:

Tại catot (-) H2O bị khử:

2H2O + 2e → H2 + 2OH

Tại anot (+) H2O bị oxi hóa:

2H2O → O2 + 4H+ + 4e

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

* Định luật Faraday

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

Trong đó:

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

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

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

- I: cường độ dòng điện (A)

- t: thời gian điện phân (s)

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

B SỰ ĂN MÒN

I Khái niệm sự ăn mòn

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

II Phân loại

- Ăn mòn kim loại gồm ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa

1 Ăn mòn hóa học

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

quanh

b Điều kiện: kim loại được đặt trong môi trường có chứa chất oxi hóa mà kim loại có thể

tham gia phản ứng thường là chất khí, hơi nước, dung dịch axit

c Bản chất: là phản ứng oxi hóa - khử trong đó kim loại đóng vai trò chất khử Electron

chuyển trực tiếp từ kim loại vào môi trường

2 Ăn mòn điện hóa

a Khái niệm

- Ăn mòn điện hóa là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tiếp xúc với dung dịch chất điện

li tạo nên dòng điện

b Điều kiện xảy ra sự ăn mòn điện hóa

+ Có 2 điện cực khác nhau về bản chất (kim loại + kim loại; kim loại + phi kim; kim loại + hợp chất)

+ 2 điện cực phải được tiếp xúc điện với nhau.

+ 2 điện cực cùng được tiếp xúc với dung dịch chất điện li (không khí ẩm)

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

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

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

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

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

III Chống ăn mòn kim loại

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

1 Phương pháp bảo vệ bề mặt

- Cách li kim loại với môi trường: sơn, mạ, tráng, nhúng nhựa

- Dùng chất kìm hãm

- Tăng khả năng chịu đựng: hợp kim chống gỉ

2 Phương pháp điện hóa: dùng kim loại mạnh hơn kim loại ở cực âm không tác dụng với

nước gắn vào vật bị ăn mòn phần chìm trong dung dịch điện li (anot hi sinh)

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

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

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

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

!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! So sánh ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa.

- Giống nhau: Bản chất của 2 quá trình này để là phản ứng oxi hóa – khử

- Khác nhau:

+ Trong ăn mòn hóa học không hình thành dòng điện

+ Trong ăn mòn điện hóa hình thành dòng electron: các electron di chuyển thành dòng từ cực âm sang cực dương tạo pin điện hóa)