Ly thuyet hoa hoc 12 HK II

KIM LOẠI & HỢP KIM FB Fanpage & Youtube: Hĩa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com * Định nghĩa : Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim lo

Trang 1

HÓA HỌC MỖI NGÀY

(Biên soạn)

Website: www.hoah cmoingay.com

Emai : hoah cmoingay.com@gmai com



LÝ THUYẾT HKIIHÓA HỌC 12

Trang 2

KIM LOẠI & HỢP KIM

A KIM LOẠI

I VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG THHH

Trong hơn 110 nguyên tố, cĩ khoảng 90 nguyên tố là kim loại Chúng cĩ mặt ở:

- Nhĩm IA (trừ H), nhĩm IIA Các kim loại này là những nguyên tố s

- Nhĩm IIIA (trừ B) và một phần của các nhĩm IVA, VA, VIA Các kim loại này là những

II CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI

1 Cấu tạo nguyên tử

- Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại đều có ít electron ở lớp ngoài cùng (1, 2

hoặc 3e)

- Trong cùng 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

2 Cấu tạo tinh thể

- Ở nhiệt độ thường, trừ Hg ở thể lỏng, còn các kim loại khác ở thể rắn và có cấu tạo tinh

thể

- Trong tinh thể kim loại, nguyên tử và ion kim loại nằm ở những nút của mạng tinh thể Các

electron hoá trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do

trong mạng tinh thể

a) Mạng tinh thể lục phương: Trong tinh thể, thể tích của các nguyên tử và ion kim loại

chiếm 74%, còn lại 26% là không gian trống

Ví dụ: Be, Mg, Zn

b) Mạng tinh thể lập phương tâm diện : Trong tinh thể, thể tích của các nguyên tử và ion kim loại chiếm 74%, còn lại 26% là không gian trống

Ví dụ: Cu, Ag, Au, Al,…

c) Mạng tinh thể lập phương tâm khối: Trong tinh thể, thể tích của các nguyên tử và ion

kim loại chiếm 68%, còn lại 32% là không gian trống

Ví dụ: Li, Na, K, V, Mo,…

3 Liên kết kim loại

Trang 3

FB Fanpage & Youtube: Hĩa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com

* Định nghĩa : Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại

trong mạng tinh thể do có sự tham gia của các electron tự do

* So sánh liên kết kim loại với liên kết ion:

- Giống nhau: đều do lực hút tĩnh điện

- Khác nhau: + Liên kết ion: lực hút tĩnh điện giữa ion dương và ion âm

+ Liên kết kim loại: lực hút tĩnh điện giữa ion dương kim loại và electron

* So sánh liên kết kim loại với liên kết cộng hóa trị:

- Giống nhau: đều có các electron dùng chung giữa các nguyên tử (đó là các electron

hóa trị)

- Khác nhau: + Liên kết cộng hóa trị: dùng chung từng cặp electron do 2 nguyên tử

tham gia liên kết đóng góp

+ Liên kết kim loại: tất cả các electron tự do trong kim loại đều tham gia liên kết, nói chung là số electron tham gia liên kết rất lớn và không xác định

III TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI

1 TÍNH CHẤT CHUNG: Ở điều kiện thường, các kim loại đều ở trạng thái rắn (trừ Hg), cĩ

tính dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt và cĩ ánh kim

a) Tính dẻo

- Là tính chất một vật bị biến dạng khi bị lực bên ngoài tác động và không trở lại hình dạng ban đầu khi lực thôi tác động

- Giải thích: Sự biến dạng này là do các cation kim loại trong mạng tinh thể kim loại có thể

trượt lên nhau, nhưng không tách rời nhau nhờ lực hút tĩnh điện của các electron tự do với các cation kim loại trong mạng tinh thể

- Những kim loại cĩ tính dẻo cao: Au, Ag, Al, Cu, Sn,

b) Tính dẫn điện

- Nối một đoạn dây kim loại với nguồn điện, các electron tự do đang chuyển động hỗn loạn trở nên chuyển động thành dòng trong kim loại  đó là sự dẫn điện của kim loại

- Nhiệt độ của kim loại càng cao thì tính dẫn điện của kim loại càng giảm do ở nhiệt độ cao,

các ion kim loại dương dao động mạnh làm cản trở sự chuyển động của dòng electron tự do trong kim loại

- Tính dẫn điện của kim loại giảm dần từ: Ag > Cu > Au > Al > Fe >…

c) Tính dẫn nhiệt

- Các electron trong vùng nhiệt độ cao có động năng lớn, chuyển động hỗn loạn và nhanh chóng sang vùng có nhiệt độ thấp hơn, truyền năng lượng cho các ion dương ở vùng này nên nhiệt độ lan truyền được từ vùng này đến vùng khác trong khối kim loại

Trang 4

- Thường các kim loại dẫn điện tốt cũng dẫn nhiệt tốt: Ag > Cu > Al > Fe >…

d) Ánh kim

- Các electron tự do trong tinh thể kim loại phản xạ hầu hết những tia sáng nhìn thấy được, do

đó kim loại có vẻ sáng lấp lánh gọi là ánh kim

KẾT LUẬN:

Tính chất vật lí chung của kim loại gây nên bởi sự có mặt của các electron tự do

trong kim loại gây ra

2 TÍNH CHẤT RIÊNG

a) Khối lượng riêng (D): của các kim loại khác nhau rõ rệt; nhẹ nhất là Li ( D = 0,5g/cm3);

Người ta quy ước:

+ Kim loại nhẹ: cĩ D < 5g/cm3 như Li, Na, K, Mg, Al,…

+ Kim loại nặng: cĩ D > 5g/cm3 như Fe, Zn, Pb, Cu, Ag, Hg,…

b) Nhiệt độ nĩng chảy: của các kim loại cũng khác nhau Kim loại cĩ nhiệt độ nĩng chảy thấp

c) Tính cứng: của các kim loại cũng khác nhau Cĩ kim loại mềm như sáp cĩ thể dùng dao cắt

dễ dàng (như kim loại kiềm Na, K,…) Cĩ kim loại rất cứng khơng thể dũa được như W, Cr,…

- KL mềm nhất là Cs và kim loại cứng nhất là Cr

KẾT LUẬN:

Một số tính chất vật lí của kim loại như khối lượng riêng, nhiệt độ nĩng chảy, tính cứng phụ thuộc vào độ bền của liên kết kim loại, nguyên tử khối, kiểu mạng tinh thể,… của kim loại

III TÍNH CHẤT HĨA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI

Đặc điểm của nguyên tử kim loại:

- Thường cĩ 1, 2, 3 electron ở lớp ngồi cùng

- Năng lượng ion hĩa nhỏ

Hầu hết các kim loại (trừ Au, Ag, Pt) đều tác dụng với oxi tạo oxit kim loại

2Mg + O2  2MgO t Co (cháy sáng chĩi)

Trang 5

b) Với halogen (X 2 )

- Khi đốt nĩng tất cả kim loại đều tác dụng với khí Cl2, Br2 tạo muối clorua, bromua tương ứng

với mức oxi hĩa cao nhất của kim loại

c) Với lưu huỳnh

Nhiều kim loại cĩ thể khử lưu huỳnh từ số oxi hĩa 0 xuống số oxi hĩa -2 Phản ứng cần

2 TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH AXIT

a Với dung dịch axit HCl , H 2 SO 4 lỗng: (Kim loại đứng trước H  muối và khí H2.)

* Tác nhân oxi hĩa kim loại là ion H+ nên giải phĩng khí H2:

2H + + 2e H 2

Zn + H2SO4lỗng ZnSO4 + H2

CHÚ Ý:

i) Cu khơng tác dụng với dung dịch HCl và H2SO4 lỗng, nhưng trong điều kiện thêm khí O 2 thì

Cu sẽ tác dụng nhưng khơng giải phĩng khí H2:

2Cu + 4HCl + O2  2CuCl2 + 2H2O 2Cu + 2H2SO4+ O2  2CuSO4 + 2H2O Tương tự, Ag tác dụng với H2S khi cĩ mặt O2:

4Ag + 2H2S + O2  2Ag2S(đen) + 2H2O

ii) Kim loại Pb dù đứng trước H nhưng khơng phản ứng với dung dịch HCl và H2SO4 lỗng vì các muối PbCl2, PbSO4 khơng tan bao bọc bên ngồi kim loại làm cản trở phản ứng Nếu đun

nĩng thì kết tủa này sẽ tan ( hoặc tạo thành phức tan)

b Với dung dịch HNO 3 , H 2 SO 4 đặc: (trừ Pt, Au khơng phản ứng) muối (KL cĩ số oxi

Trang 6

2Fe + 6H2SO4 (đặc) t o Fe2(SO4)3 + 3SO2 ↑ + 6H2O

- Chỉ những kim loại mạnh (Mg, Al,…) ngồi sản phẩm khử là SO2, cịn cĩ thể cĩ S và H2S

mà HNO3 cĩ thể bị khử đến một số sản phẩm khác nhau của nitơ : NO2 , NO , N2O , N2 , NH4NO3

- HNO3 đặc nĩng thường cho sản phẩm khử là khí NO 2 (nâu đỏ)

- HNO3 lỗng thường cho sản phẩm khử là khí NO (khơng màu, hĩa nâu đỏ trong khơng

khí)

- Các kim loại đủ mạnh thì cĩ thể cĩ các sản phẩm khử sâu hơn như N2O, N2, NH4NO3

+4 2

+1

2

N O ,

o 2



Trang 7

+ Nước “cường toan” hay “cường thủy” là hỗn hợp 1 thể tích dung dịch HNO3 đặc với 3 thể

tích dung dịch HCl đặc cĩ khả năng hịa tan được mọi kim loại kể cả vàng và bạch kim:

Au + HNO3 + 3HCl  AuCl3 + NO + 2H2O 3Pt + 4HNO3 + 12HCl 3PtCl4 + 4NO + 8H2O

- Một số kim loại cĩ tính khử trung bình như Zn, Fe ,… khử hơi nước ở nhiệt độ cao

3Fe + 4H2O Fet Co 3O4 + 4H2

- Những kim loại cĩ tính khử yếu như Cu, Ag, Hg,… khơng khử được nước dù ở nhiệt độ cao

4 TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH MUỐI: Cho kim loại M vào dung dịch muối của kim loại

M’

a) Nếu kim loại M khơng tác dụng với nước ở nhiệt độ thường và M cĩ tính khử mạnh hơn M’ thì

sẽ đẩy M’ ra khỏi dung dịch muối:

Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu

b) Nếu kim loại M tác dụng với nước ở nhiệt độ thường

Giai đoạn 2: dung dịch muối + dung dịch bazơ

VD: Cho Na vào dung dịch CuSO4 xuất hiện kết tủa xanh và sủi bọt khí H2

2Na + H2O  2NaOH + H2

CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4

5 TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH KIỀM

Một số kim loại mà hiđroxit tương ứng là lưỡng tính: Al, Zn, Pb, Be,… tác dụng được với dung dịch kiềm  H2

2Al + 2NaOH + 2H2O  2NaAlO2 + 3H2

Natri aluminat

Zn + 2NaOH đặc  Nat Co 2ZnO2 + H2

Natri zincat

Trang 8

CHÚ Ý:

Chỉ cĩ Zn tan trong dung dịch NH3:

Zn + 2H2O + 4NH3 [Zn(NH3)4](OH)2 + H2

6 TÁC DỤNG VỚI OXIT KIM LOẠI (Phản ứng nhiệt kim loại)

Kim loại M hoạt động mạnh hơn cĩ thể đẩy được kim loại M’ yếu hơn ra khỏi oxit ở trạng thái nĩng chảy

- Kim loại M thường khá mạnh như Mg, Al, Zn

- Kim loại M’ trong oxit thường là kim loại trung bình, yếu như Fe, Cr, Cu,…

Thơng thường dùng Al để khử oxit kim loại nên gọi là phản ứng nhiệt nhơm

2Al + Cr2O3

o

t C

 Al2O3 + 2Cr 2yAl + 3FexOy  3xFe + yAlt Co 2O3

Trang 9

- Thép là hợp kim của Fe với C và một số nguyên tố khác

- Đuyra là hợp kim của nhơm với đồng, mangan, magie, silic

- Hợp kim cĩ nhiệt độ nĩng chảy thấp: Sn-Pb (thiếc hàn, nĩng chảy ở 210oC); hợp kim Bi-Pb-Sn nĩng chảy ở 65oC…

- Hợp kim nhẹ, cứng và bền: Al-Si, Al-Cu-Mn-Mg

III – ỨNG DỤNG

Trên thực tế, hợp kim được sử dụng nhiều hơn kim loại nguyên chất

- Những hợp kim nhẹ, bền chịu được nhiệt độ cao và áp suất cao dùng để chế tạo tên lửa, tàu vũ

trụ, máy bay, ơ tơ,…

- Những hợp kim cĩ tính bền hố học và cơ học cao dùng để chế tạo các thiết bị trong ngành

dầu mỏ và cơng nghiệp hố chất

- Những hợp kim khơng gỉ dùng để chế tạo các dụng cụ y tế, dụng cụ làm bếp,…

- Hợp kim của vàng với Ag, Cu (vàng tây) đẹp và cứng dùng để chế tạo đồ trang sức và trước

đây ở một số nước cịn dùng để đúc tiền

Trang 10

Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hĩa học,

các bạn vui lịng liên hệ theo :

Trang 11

DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI

Biên soạn:HĨA HỌC MỖI NGÀY Website:www.hoahocmoingay.com

FB Fanpage & Youtube:Hĩa Học Mỗi Ngày Email : hoahocmoingay.com@gmail.com

I KHÁI NIỆM VỀ CẶP OXI HĨA-KHỬ CỦA KIM LOẠI

Dạng oxi hĩa (O) và dạng khử (K) của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hĩa-khử

của kim loại

M n+ + ne  M

Dạng oxi hĩa Dạng khử

Kí hiệu:

n M M

Cu



II PIN ĐIỆN HĨA

1 Pin điện hĩa

a) Khái niệm: Là một thiết bị được hình thành từ 2 cặp O-K và trong đĩ năng lượng của phản ứng

được chuyển thành điện năng

b) Cấu tạo

- Hai điện cực là 2 thanh kim loại Zn và Cu nhúng vào dung dịch muối tương ứng

Ví dụ: Zn nhúng vào dung dịch ZnSO4 1M và Cu nhúng vào dung dịch CuSO4 1M

- Cầu muối : ống hình chữ U đựng dung dịch muối trung tính như KNO3 , NH 4 NO 3 cĩ tác dụng trung hịa điện tích và dẫn điện

- Khi nối 2 lá kim loại bằng một dây dẫn thì dịng điện đi từ cực Cu (cực dương) sang Zn (cực âm)

2 Cơ chế phát sinh dịng điện trong pin điện hĩa

+ Ở ANOT (cực âm): Xảy ra quá trình oxi hĩa Zn thành Zn2+

Zn   Zn2+ + 2e

+ Ở CATOT (cực dương): Xảy ra quá trình khử ion Cu2+ thành Cu

Cu2+ + 2e   Cu

+ Trong cầu muối, các cation NH4+ hoặc K+ di chuyển sang cốc đựng dung dịch CuSO 4 , các anion

NO 3- di chuyển sang cốc đựng dung dịch ZnSO 4 làm cân bằng điện tích nên các dung dịch luơn trung hịa điện

DÃY ĐIỆN HĨA CỦA KIM LOẠI

Trang 12

DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI + Ở mạch ngồi (dây dẫn), dịng electron đi từ cực Zn sang cực Cu, nghĩa là dịng điện đi từ cực Cu

sang cực Zn Như vậy:

- điện cực Zn là CỰC ÂM, được gọi là ANOT, là nơi xảy ra QUÁ TRÌNH OXI HĨA

- điện cực Cu là CỰC DƯƠNG, được gọi là CATOT, là nơi xảy ra QUÁ TRÌNH KHỬ

 Các phản ứng oxi hĩa và khử xảy ra trên bề mặt các điện cực của pin điện hĩa được viết tổng hợp thành phương trình ion rút gọn:

Zn + Cu2+   Zn2+ + Cu

NHƯ VẬY:

Trong pin điện hĩa Zn-Cu đã xảy ra phản ứng oxi hĩa khử và năng lượng hĩa học

của phản ứng oxi hĩa-khử đã chuyển hĩa thành điện năng

3 Suất điện động chuẩn của pin điện hĩa

a) Khái niệm

Hiệu điện thế lớn nhất giữa hai điện cực (E pin ) tức là hiệu của thế điện cực dương (E (+) ) với thế điện cực âm (E (-)) được gọi là suất điện động của pin điện hĩa (Epin = E (+) – E (-) )

b) Đặc điểm của suất điện động của pin điện hĩa

- Luơn là số dương và phụ thuộc vào nhiệt độ

- Được quyết định bởi bản chất của cặp O-K tham gia vào phản ứng bề mặt điện cực

- Phụ thuộc vào nồng độ ion kim loại trong dung dịch

* Khi nồng độ các ion kim loại bằng 1M và nhiệt độ là 250C thì thế điện cực chuẩn được kí hiệu là Eo

NHƯ VẬY: suất điện động chuẩn ( E ) bằng hiệu giữa thế điện cực của điện cực chuẩn dương 0pin

anot

0 pin

III THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI

1 Điện cực hiđro chuẩn

Người ta chấp nhận một cách quy ước rằng thế điện cực của điện cực hiđro chuẩn bằng 0,00V

ở mọi nhiệt độ, tức là:

2

0 2H H

2 Thế điện cực chuẩn của kim loại

- Để xác định thế điện cực chuẩn của kim loại nào đĩ, ta thiết lập một pin điện hĩa gồm: điện cực

chuẩn của kim loại cần xác định với điện cực hiđro chuẩn Vì thế điện cực hiđro chuẩn bằng 0 nên thế

cực chuẩn của kim loại cần đo được chấp nhận bằng suất điện động của pin tạo bởi điện cực hiđro chuẩn và điện cực chuẩn của kim loại cần đo

- Điện cực kim loại mà nồng độ kim loại trong dung dịch bằng 1M được gọi là điện cực chuẩn và

thường đo ở 25oC

Cho pin điện hĩa Zn-H 2  xác định được 2

0 Zn Zn

E   - 0,76 V

Trang 13

Tại cực âm (anot) : Zn   Zn2+ + 2e

Tại cực dương (catot) : 2H+ + 2e   H 2

Phản ứng oxi hĩa khử xảy ra trong pin: Zn + 2H+   Zn2+ + H 2

+ Xác định thế điện cực chuẩn cặp Ag /Ag +

Cho pin điện hĩa H 2 - Ag xác định được 0

Ag Ag

E   + 0,8 V Tại cực âm (anot) : H 2   2H+ + 2e

Tại cực dương (catot) : Ag+ + 1e   Ag

Phản ứng oxi hĩa khử xảy ra trong pin: H 2 + 2Ag+   2Ag + 2H+

IV DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI

Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại là dãy sắp xếp các kim loại theo chiều

tăng dần thế điện cực chuẩn:

K + Ba 2+ Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ Cr 3+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ 2H + Cu 2+ Fe 3+ Hg 22+ Ag + Hg 2+ Pt 2+ Au 3+

K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe 2+ Hg Ag Hg Pt Au

Tính khử của kim loại giảm dần

V Ý NGHĨA CỦA DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI

1 So sánh tính O-K

Trong dung mơi nước:

- Thế điện cực chuẩn của kim loại n

0 M M

E  càng lớn thì tính oxi hĩa của cation Mn+ càng mạnh và tính khử của kim loại M càng yếu

- Thế điện cực chuẩn của kim loại n

0 M M

E  càng nhỏ thì tính oxi hĩa của cation Mn+ càng yếu và tính khử của kim loại M càng mạnh

2 Xác định chiều của phản ứng O-K

2 cặp oxi hĩa khử xảy ra phản ứng theo nguyên tắc:

chất oxi hĩa mạnh + chất khử mạnh  chất oxi hĩa yếu hơn + chất khử yếu hơn

Thí dụ 2: Zn tác dụng với dung dịch 2 muối Cu(NO3 ) 2 và AgNO 3

Tính oxi hĩa của ion kim loại tăng

Trang 14

Xét 3 cặp oxi hĩa khử:

- Zn tác dụng với AgNO 3 trước:

Zn + 2AgNO 3   Zn(NO 3 ) 2 + 2Ag

- Khi AgNO 3 hết thì Zn mới tác dụng với Cu(NO 3 ) 2 :

- Zn tác dụng với Fe 2 (SO 4 ) 3 tạo FeSO 4 :

Zn + Fe 2 (SO 4 ) 3   2FeSO 4 + ZnSO 4

Cu + 2FeCl 3   CuCl 2 + 2FeCl 2

Thí dụ 5: Fe tác dụng với dung dịch AgNO3 dư

Fe + 2AgNO 3   Fe(NO 3 ) 2 + 2Ag

- Fe hết, sau đĩ AgNO 3 dư sẽ tác dụng với muối Fe2+

Fe(NO 3 ) 2 + AgNO 3   Fe(NO 3 ) 3 + Ag

3 Xác định suất điện động của pin điện hĩa

4 Xác định thế điện cực chuẩn của cặp O-K

Cĩ thể xác định được thế điện cực chuẩn của cặp O-K khi biết suất điện động chuẩn của pin điện hĩa 0

E và thế điện cực chuẩn của cặp O-K cịn lại

VD: Hãy xác định thế điện cực chuẩn 2+

0 Ni Ni

E Biết E0pin(Ni Cu)  0,6V và 2+

0 Cu Cu

E = +0,34 – 0,6 = 0,26 V

Trang 15

Website:www.hoahocmoingay.com

Email : hoahocmoingay.com@gmail.com

FB Fanpage & Youtube:Hĩa Học Mỗi Ngày

Trang 16

Như vậy, sự điện phân là quá trình sử dụng điện năng để tạo ra sự biến đổi hóa học

II HAI TRƯỜNG HỢP ĐIỆN PHÂN

1 ĐIỆN PHÂN NÓNG CHẢY: Chỉ có sự cho nhận electron của các ion dương và ion âm của chất

điện phân

a) Chất điện phân: thường là chất rắn dễ nóng chảy nhưng không bị nhiệt phân: oxit kim loại, hiđroxit

kim loại và muối halogenua

Ví dụ 1: Điện phân nóng chảy NaCl, điện cực trơ

2NaCl ñpnc 2Na + Cl2

Ví dụ 2: Điện phân nóng chảy Al2O3, điện cực trơ

Ví dụ 3: Điện phân nóng chảy NaOH, điện cực trơ

SỰ ĐIỆN PHÂN

Trang 17

2 ĐIỆN PHÂN DUNG DỊCH

Ngồi sự cho nhận electron của các ion dương và ion âm của chất điện phân cịn cĩ thêm sự cho nhận

a) Thứ tự cho nhận electron trong điện phân dung dịch

+ TẠI CATOT (Cực -): cation nhận electron theo thứ tự:

- Ion dương kim loại sau Al: cation nào cĩ tính oxi hĩa mạnh hơn sẽ bị khử trước

Ion dương kim loại từ Al 3+ về trước: coi như khơng bị khử vì tính oxi hĩa yếu

+ TẠI ANOT (Cực +): anion nhường electron theo thứ tự:

- Gốc axit khơng cĩ oxi: I- > Br- > Cl- >…

- Gốc axit cĩ oxi: NO3-, SO42-,… coi như khơng bị oxi hĩa

Ví dụ 1: Điện phân dung dịch NaCl, điện cực than, cĩ màng ngăn xốp

+ Sự điện li: NaCl Na+ + Cl

-+ Phản ứng ở các điện cực:

Ở CATOT (cực -): Ở ANOT (cực +):

+ Phương trình của sự điện phân là: 2NaCl + H2O  2NaOH + Clmàng ngăn xốpđpdd 2 + H2

2H2O  4H++ O2 + 4e

Ví dụ 2: Điện phân dung dịch NaCl, điện cực than, khơng cĩ màng ngăn xốp

Xảy ra tương tự như VD 1:

2NaCl + H2O đpdd 2NaOH + Cl2 + H2

Do khơng cĩ màng ngăn xốp nên cĩ phản ứng phụ xảy ra, tạo dung dịch nước Javen:

Cl2 + 2NaOH NaCl + NaClO + H2O

Ví dụ 3: Điện phân dung dịch CuSO4, điện cực trơ

+ Sự điện li: CuSO4 Cu2+ + SO4

Trang 18

Ví dụ 4: Điện phân dung dịch AgNO3, điện cực trơ

+ Sự điện li: AgNO3 Ag+ + NO3

-+ Phản ứng ở các điện cực:

Ở CATOT (cực -): Ở ANOT (cực +):

+ Phương trình của sự điện phân là: 4AgNO3 + 2H2O ñpdd 4Ag + O2 + 4HNO3

Ví dụ 5: Điện phân dung dịch NaNO3, điện cực trơ

+ Sự điện li: NaNO3 Na+ + NO3

Ví dụ 6: Điện phân hỗn hợp dung dịch CuSO4 và ZnSO4, điện cực trơ

+ Sự điện li: CuSO4 Cu2+ + SO4

-+ Phương trình của sự điện phân dung dịch xảy ra theo thứ tự:

3 ĐIỆN PHÂN VỚI ANOT TAN

Khi anot không phải là điện cực trơ (Au, Pt, graphit) mà là các kim loại như Fe, Zn, Cu,… thì các kim loại này bị oxi hóa và tan ra

vào nên không có phản ứng hóa học xảy ra ( nồng độ ion Cu2+ trong dung dịch không đổi) mà chỉ xem như là sự chuyển dời kim loại Cu từ anot về catot

+ Khi điện phân dung dịch CuSO4 với anot bằng Zn thì anot sẽ tan ra, còn catot Cu sẽ bám vào nên phản ứng hóa học có thể viết:

Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu

Trang 19

FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com

Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hóa học,

các bạn vui lòng liên hệ theo :

Trang 20

SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI

III ỨNG DỤNG CỦA SỰ ĐIỆN PHÂN

1 Điều chế kim loại, tất cả kim loại

2 Điều chế một số phi kim, như H2, O2, F2, Cl2

3 Điều chế một số hợp chất, như KMnO4, NaOH, H2O2, nước Javen,…

4 Tính chế một số kim loại, như Cu, Pb, Zn, Fe, Au, Ag,…

5 Mạ điện, như mạ kẽm, thiếc, niken, bạc, vàng,…

VD: sắt bị gỉ, nhôm bị oxi hóa,…

II HAI DẠNG ĂN MÒN KIM LOẠI

Căn cứ vào môi trường và cơ chế của sự ăn mòn kim loại, người ta phân chia thành 2 dạng chính: ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa

1 ĂN MÒN HOÁ HỌC

a) Khái niệm: Ăn mòn hoá học là quá trình oxi hoá – khử, trong đó các electron của kim loại được

chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường

- Không phát sinh dòng điện

- Kim loại bị ăn mòn chậm Khi nhiệt độ càng cao thì kim loại bị ăn mòn nhanh

- Môi trường ăn mòn hóa học thường là môi trường khan (như O 2 không khí,…) , cũng có thể là dung dịch nhưng kim loại phải tinh khiết

2 ĂN MÒN ĐIỆN HÓA HỌC

a) Khái niệm: Ăn mòn điện hoá là quá trình oxi hoá – khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác

dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương

VD: vỏ tàu biển chìm trong nước,…

Trang 21

b) Đặc điểm

- Phát sinh dòng điện

- Kim loại có lẫn tạp chất và bị ăn mòn nhanh

- Do tác dụng của kim loại không nguyên chất với môi trường có chất điện li như không khí

ẩm, nước tự nhiên, dung dịch axit

III CƠ CHẾ CỦA SỰ ĂN MÒN ĐIỆN HÓA HỌC

1 Thí nghiệm: Rót dung dịch axit H2SO4 loãng vào cốc thủy tinh rồi nhúng 2 thanh kim loại khác nhau, như Zn và Cu vào cốc Nối hai thanh kim loại bằng một dây dẫn có mắc nối tiếp với một điện

kế

2 Hiện tượng và giải thích

- Khi chưa nối dây dẫn: lá Zn bị hòa tan và bọt H2 thoát ra ở bề mặt lá Zn

Zn + 2H+  Zn2+ + H2

Zn bị ăn mòn chậm vì khí H2 mới sinh ra tại bề mặt thanh Zn một lớp bọt khí ngăn cách Zn tiếp xúc với ion H+ của dung dịch axit

- Khi nối dây dẫn: lá Zn bị ăn mòn nhanh, kim điện kế bị lệch, bọt khí thoát ra cả ở lá Cu Khi đó

một pin điện hóa đã hình thành, trong đó Zn là cực âm, Cu là cực dương Các electron di chuyển từ

lá Zn sang lá Cu qua dây dẫn, tạo ra dòng điện một chiều Dòng điện này làm cho kim điện kế bị lệch Các ion H+ trong dung dịch H2SO4 di chuyển về lá Cu (cực dương) nhận electron và bị khử thành H2 và sau đó thoát ra khỏi dung dịch:

3 Điều kiện xảy ra ăn mòn điện hóa

Sự ăn mòn điện hóa học chỉ xảy ra khi thỏa đủ 3 điều kiện sau:

i) Các điện cực phải khác nhau về bản chất, có thể 2 kim loại khác nhau hoặc cặp kim loại – phi

kim, hoặc cặp kim loại – hợp chất hóa học

ii) Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn

iii) Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li

NHẬN XÉT:

Các quá trình ăn mòn kim loại diễn ra rất phức tạp, có thể bao gồm cả sự ăn mòn hóa học và ăn mòn

điện hóa Nhưng ăn mòn điện hóa thường đóng vai trò chủ yếu

Dd H 2 SO 4

-o o o o

o o o o

o o o

o o o o

Trang 22

SỰ ĂN MỊN KIM LOẠI

4 Ăn mịn điện hố học hợp kim gang thép trong khơng khí ẩm

- Gang, thép là hợp kim Fe - C và một số nguyên tố khác Khơng khí ẩm cĩ hồ tan khí O2 và

CO2,… tạo thành lớp dung dịch chất điện li phủ lên bề mặt gang thép làm xuất hiện vơ số các pin điện hĩa mà Fe là cực âm, C là cực dương

Lớ p dd chấ t điệ n li

TẠI ANOT (cực âm) xảy ra sự oxi hĩa:

Fe → Fe2+ + 2e

TẠI CATOT (cực dương) xảy ra sự khử:

O2 + 2H2O + 4e → 4OH− (Trong mơi trường axit: O2 + H+ + 4e → 2H2O)

 Ion Fe2+ tan vào dung dịch chất điện li cĩ hồ tan khí O2 Tại đây, ion Fe2+ tiếp tục bị oxi hố thành Fe3+ và dưới tác dụng của ion OH− tạo ra gỉ sắt cĩ thành phần chủ yếu là Fe2O3.nH2O

IV CHỐNG ĂN MỊN KIM LOẠI

Cĩ nhiều phương pháp bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mịn Phổ biến hơn cả là phương pháp bảo vệ bề

mặt và bảo vệ điện hĩa

1 Phương pháp bảo vệ bề mặt

Dùng những chất bền vững với mơi trường để phủ mặt ngồi những đồ vật bằng kim loại như bơi

dầu mỡ, sơn, mạ, tráng men,…

Thí dụ: Sắt tây là sắt được tráng thiếc, tơn là sắt được tráng kẽm Các đồ vật làm bằng sắt được mạ

niken hay crom

2 Phương pháp điện hố

Nối kim loại cần bảo vệ với một kim loại hoạt động hơn để tạo thành pin điện hố và kim loại hoạt

động hơn sẽ bị ăn mịn, kim loại kia được bảo vệ

Thí dụ: Bảo vệ vỏ tàu biển làm bằng thép bằng cách gán vào mặt ngồi của vỏ tàu (phần chìm dưới

nước) những khối Zn, kết quả là Zn bị nước biển ăn mịn thay cho thép ( Zn là “vật hi sinh” thay cho thép)

Trang 23

Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hóa học,

các bạn vui lòng liên hệ theo :

Trang 24

ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

I – NGUYÊN TẮC ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

Khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại:

M n+ + ne  M

II – PHƯƠNG PHÁP

1 Phương pháp nhiệt luyện

Nguyên tắc: Khử ion kim loại trong hợp chất ở nhiệt độ cao bằng các chất khử như C, CO, H2

hoặc các kim loại hoạt động (Al, kim loại kiềm,…)

Phạm vi áp dụng: Sản xuất các kim loại cĩ tính khử trung bình sau Al (Zn, Fe, Sn, Pb,…)

trong cơng nghiệp

ii) Với những kim loại kém hoạt động như Hg, Ag chỉ cần đốt cháy quặng sunfua cũng thu được kim

loại mà khơng cần khử bằng các tác nhân khác:

2 Phương pháp thuỷ luyện ( phương pháp ướt)

loại hoặc các hợp chất của kim loại và tách ra khỏi phần khơng tan cĩ ở trong quặng Sau đĩ khử những ion kim loại này trong dung dịch bằng những kim loại cĩ tính khử mạnh như Fe, Zn,…

Phạm vi áp dụng: Thường sử dụng để điều chế các kim loại cĩ tính khử yếu như Cu, Hg, Ag,

Au,

Fe + Cu2+  Fe2+ + Cu↓

- Dùng dung dịch NaCN xử lí, thu được dung dịch muối phức bạc:

Ag2S + 4NaCN  2Na[Ag(CN)2] + Na2S

Ag2S + 4CN-  2[Ag(CN)2]- + S

2 Sau đĩ dùng Zn khử ion Ag+:

2Na[Ag(CN)2] + Zn  Na2[Zn(CN)4] + 2Ag

Trang 25

2[Ag(CN)2]- + Zn  [Zn(CN)4]2- + 2Ag

3 Phương pháp điện phân [XEM LẠI BÀI “SỰ ĐIỆN PHÂN”]

a) Điện phân hợp chất nĩng chảy

Nguyên tắc: Khử các ion kim loại bằng dịng điện một chiều bằng cách điện phân nĩng chảy

hợp chất của kim loại như: oxit, bazơ, muối halogenua

Phạm vi áp dụng: Điều chế tất cả các kim loại hoạt động hố học mạnh như K, Na, Ca, Mg,

b) Điện phân dung dịch

Nguyên tắc: Điện phân dung dịch muối của kim loại

Phạm vi áp dụng: Điều chế các kim loại sau Al cĩ độ hoạt động hố học trung bình hoặc yếu

CuCl2(H2O)

CuCl2 đpdd Cu + Cl2

III - ĐỊNH LUẬT FARADAY

Theo cơng thức Faraday, ta cĩ thể tính khối lượng các chất thu được ở các điện cực:

m =

nFAIt

Trong đĩ:

m : Khối lượng chất thu được ở điện cực (g)

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



Trang 26

KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT

A KIM LOẠI KIỀM

I VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO

1 Vị trí của KLK trong bảng tuần hồn

- KLK thuộc nhĩm IA, đứng đầu mỗi chu kì (trừ chu kì 1) gồm các nguyên tố: Li, Na, K, Rb, Cs và Fr ( Fr là nguyên tố phĩng xạ, khơng học)

2 Cấu tạo và tính chất của KLK

- Cấu hình electron ở lớp ngồi cùng là ns 1: Li: [He] 2s1; Na: [Ne] 3s1; K: [Ar] 4s1; Rb: [Kr]5s1; Cs: [Xe]6s1 nên KLK là những nguyên tố s Do cĩ 1e ở lớp ngồi cùng nên dễ nhường e tạo cation M+:

M  M + + 1e

- Năng lượng ion hĩa I1 nhỏ nhất so với các kim loại trong cùng chu kì  KLK cĩ tính khử rất mạnh

Năng lượng ion hĩa I1 giảm dần từ Li đến Cs nên tính khử tăng dần từ Li  Cs

- Trong các hợp chất, KLK chỉ cĩ số oxi hĩa là +1

II TÍNH CHẤT VẬT LÝ

- KLK đều cĩ màu trắng bạc, cĩ ánh kim, tuy nhiên ánh kim đĩ dễ bị mờ khi tiếp xúc với khơng khí

- KLK cĩ nhiệt độ nĩng chảy và nhiệt độ sơi thấp, cĩ khối lượng riêng nhỏ, độ cứng thấp do: KLK cĩ kiểu mạng tinh thể lập phương tâm khối, cấu trúc tương đối rỗng và liên kết kim loại yếu

- Nhiệt độ nĩng chảy và nhiệt độ sơi giảm dần từ Li đến Cs

- Bán kính nguyên tử tăng dần từ Li đến Cs

- Cs cĩ độ cứng thấp nhất (mềm nhất) và Li cĩ khối lượng riêng nhỏ nhất

- Màu ngọn lửa khi đốt KLK hay các hợp chất dễ bay hơi của chúng: Li (đỏ tía); Na (vàng); K (tím hoa cà); Rb (tím hồng); Cs (xanh da trời)

III TÍNH CHẤT HĨA HỌC

- Các nguyên tử KLK cĩ năng lượng ion hĩa I1 nhỏ và thế điện cực chuẩn Eo cĩ giá trị rất âm nên

KLK cĩ tính khử rất mạnh và tăng dần từ Li đến Cs:

- Trong hợp chất, KLK cĩ số oxi hĩa là +1

1 Tác dụng với phi kim

a) Với oxi: tạo oxit và peoxit

2Na + O2  t Co

1 -2 2

Na O



(natri oxit) 2Na + O2

Trang 27

KLK khử mạnh ion H+ trong dd axit HCl và H2SO4 lỗng thành H2

2Na + 2HCl 2NaCl + H2 2Na + H2SO4 Na2SO4 + H2

n  2.n

4 Tác dụng với dung dịch muối

* KLK tác dụng với dung dịch muối qua trung gian của nước

VD: khi cho Na vào dung dịch CuSO4, thấy cĩ khí bay ra và xuất hiện kết tủa xanh

IV ỨNG DỤNG, TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN, ĐIỀU CHẾ

1 Ứng dụng

- Dùng chế tạo hợp kim cĩ nhiệt độ nĩng chảy thấp

- Hợp kim Li-Al siêu nhẹ, dùng trong kĩ thuật hàng khơng

- Cs dùng làm tế bào quang điện

2 Trạng thái tự nhiên

- KLK khơng cĩ ở dạng đơn chất mà chỉ tồn tại ở dạng hợp chất

VD: Trong nước biển chứa nhiều NaCl, trong đất chứa hợp chất KLK dạng muối silicat và aluminat

Dùng phương pháp điện phân nĩng chảy muối halogenua, oxit, hyđroxit tương ứng với điện

cực trơ thu được KLK ở catot:

2NaCl đpnc 2Na + Cl2

2Na2O đpnc 4Na + O24NaOH đpnc 4Na + O2 + 2H2O

Trang 28

B MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM

NaOH mang đầy đủ tính chất của một dung dịch bazơ (kiềm):

+ Tác dụng với chất chỉ thị màu: quỳ tím NaOH màu xanh; phenolphtalein NaOH màu đỏ(hồng)

+ Tác dụng với oxit axit:

CO2 + NaOH  NaHCO3

CO2 + 2NaOH  Na2CO3 + H2O

+ Tác dụng với axit:

NaOH + HCl NaCl + H2O 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O

+ Tác dụng với dung dịch muối:

2NaOH + CuSO4  Cu(OH)2 + Na2SO4

+ Tác dụng với hyđroxit lưỡng tính:

NaOH + Al(OH)3  NaAlO2 + 2H2O 2NaOH + Zn(OH)2  Na2ZnO2 + 2H2O

+ Tác dụng với kim loại, oxit kim loại:

+ Phương trình của sự điện phân là: 2NaCl + H2O  2NaOH + Clmàng ngăn xốpđpdd 2 + H2

CHÚ Ý: + Nếu khơng cĩ màng ngăn, clo tạo thành sẽ tác dụng với NaOH tạo Nước Javen: :

Cl 2 + 2NaOH NaClO + NaCl + H 2 O

Trang 29

+ Khi đun nĩng: 3Cl 2 + 6NaOH 100o C5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O

b) Trong phịng thí nghiệm: cho xơ-đa tác dụng với nước vơi:

Na2CO3 + Ca(OH)2  2NaOH + CaCO3

II NATRI HIĐROCACBONAT VÀ NATRI CACBONAT

1 Muối natrihiđrocacbonat, NaHCO 3

NaHCO3 + NaOH Na2CO3 + H2O Phương trình ion rút gọn: HCO 3 - + OH -  CO 3 2- + H 2 O

b) Ứng dụng

NaHCO3 được dùng trong y học, cơng nghệ thực phẩm, chế tạo nước giải khát,

2 Muối natri cacbonat, Na 2 CO 3

a) Tính chất

- Chất rắn màu trắng, tan nhiều trong nước, nĩng chảy ở 8500C, khơng bị nhiệt phân

- Cĩ tính bazơ do bị thủy phân: CO23

Nhận xét: + Giai đoạn (1) chưa tạo ra khí

+ Giai đoạn (2) mới xuất hiện khí

Phương trình ion rút gọn: CO23

+ 2H +  CO 2  + H 2 O

- Tác dụng với muối:

Na2CO3 + BaCl2  BaCO3 + 2NaCl

- Tác dụng với dung dịch bazơ

Na2CO3 + Ba(OH)2  BaCO3↓ + 2NaOH

- Tác dụng với CO 2 + H 2 O (tính chất riêng của muối cacbonat):

Na2CO3 + CO2 + H2O  2NaHCO3

b) Ứng dụng

Là hố chất quan trọng trong cơng nghiệp thuỷ tinh, bột giặt, phẩm nhuộm, giấy, sợi,…

Trang 30

- Tinh thể khơng màu, bền trong khơng khí, tan nhiều trong nước

o

t C

2 Ứng dụng

- KNO3 dùng làm phân bĩn (phân đạm, phân kali)

- Điều chế thuốc nổ thơng thường (thuốc súng) là hỗn hợp: 68% KNO3, 15% S, 17% C (than)

2KNO3 + 3C + S  Nt C o 2 + 3CO2 + K2S

Trang 31

Định dạng
Số trang	63
Dung lượng	2,68 MB