Chương 5. Đại cương về kim loại

Chi tiết

Chuyên mục: Chương 5. Đại cương về kim loại

Được viết ngày Thứ hai, 16 Tháng 3 2015 15:28

Viết bởi Nguyễn Văn Đàm

Ở bài viết này tất cả chúng ta cùng khám phá những yếu tố kim chỉ nan về kim loại như vị trí của kim loại trong bảng tuần hoàn, cấu trúc của nguyên tử kim loại, cấu trúc của tinh thể kim loại, link kim loại, đặc thù vật lý chung, tính chât hóa học chung của kim loại, cách điều chế kim loại, ăn mòn kim loại ..

I. VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN

Hơn 80 % những nguyên tố hóa học là kim loại. Trong bảng tuần hoàn, kim loại gồm :

– Các nguyên tố s thuộc nhóm IA và IIA (trừ H, He).

– Các nguyên tố p thuộc nhóm IIIA ( trừ Bo ), Sn, Pb ( nhóm IVA ), Bi ( nhóm VA ) và Po ( nhóm VIA ) .
– Tất cả những nguyên tố d ( thuộc những nhóm B ) .
– Tất cả những nguyên tố f ( thuộc họ Lantan và họ Actini ) .
→ Kim loại tập trung chuyên sâu ở phía dưới và bên trái của bảng tuần hoàn .

II. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ  KIM LOẠI

– Nguyên tử kim loại có ít e ở lớp ngoài cùng : thường từ 1 đến 3 e .
– Bán kính nguyên tử lớn và điện tích hạt nhân nhỏ so với những phi kim trong cùng chu kì .
– Năng lượng ion hóa thấp và độ âm điện nhỏ so với những phi kim cùng chu kỳ luân hồi .

III. MẠNG TINH THỂ KIM LOẠI

1. Mạng tinh thể kim loại

– Phần lớn có cấu trúc đặc khít. Kim loại thường sống sót dưới 3 kiểu mạng là : lập phương tâm diện ( 74 % ), lập phương tâm khối ( 68 % ) và mạng lục phương ( 74 % ) .
– Nút mạng là những cation hoặc nguyên tử kim loại giao động xung quanh vị trí nhất định .
– Giữa những nút mạng là rất nhiều những e hoàn toàn có thể hoạt động tương đối tự do .

2. Liên kết kim loại

Liên kết kim loại là link sinh ra do những e tự do gắn những nút mạng với nhau .

IV. TÍNH CHÂT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI

1. Các tính chất vật lí chung

– Kim loại có đặc thù vật lí chung là dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt và có ánh kim .
– Các đặc thù vật lí chung này là do những e tự do có trong mạng tinh thể kim loại gây ra .

2. Một số tính chất vật lí khác

– Tỉ khối : của những kim loại rất khác nhau nhưng thường xê dịch từ 0,5 ( Li ) đến 22,6 ( Os ). Thường thì :
+ d 5 : kim loại nặng ( Zn, Fe … ) .
– Nhiệt độ nóng chảy : đổi khác từ – 390C ( Hg ) đến 34100C ( W ). Thường thì :
+ t 15000C : kim loại khó nóng chảy ( kim loại chịu nhiệt ) .
– Tính cứng : Biến đổi từ mềm đến rất cứng .
Tỷ khối, nhiệt độ nóng chảy và tính cứng của kim loại phụ thuộc vào vào nhiều yếu tố như kiểu mạng tinh thể ; tỷ lệ e ; khối lượng mol của kim loại …

V. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC

Tính chất hóa học của những kim loại là tính khử :
M → Mn + + ne

1. Tác dụng với phi kim

a. Với oxi

– Hầu hết những kim loại đều tham gia phản ứng trừ Au, Pt, và Ag → oxit bazơ hoặc oxit lưỡng tính .
2 xM + yO2 → 2M xOy
– Mức độ phản ứng với oxi của những kim loại khác nhau : kim loại càng mạnh thì phản ứng càng mạnh .
+ K, Na cháy tạo thành oxit khi có lượng oxi hạn chế. Nếu oxi dư thì tạo thành peoxit .
+ Ca, Mg, Al, Zn, Fe cháy tạo thành oxit và năng lực phản ứng với oxi giảm dần .
+ Các kim loại từ Pb → Hg không cháy nhưng tạo thành màng oxit trên mặt phẳng .
+ Các kim loại từ Ag → Au không cháy và không tạo thành lớp màng oxit trên mặt phẳng .
– Phản ứng với oxi của kim loại nhờ vào vào mặt phẳng của lớp oxit tạo thành : nếu mặt phẳng không khít thì phản ứng trọn vẹn ; nếu mặt phẳng khít thì chỉ phản ứng ở trên mặt phẳng như Al, Zn …

b. Với clo

Các kim loại đều tính năng với clo khi đun nóng → muối clorua ( KL có hóa trị cao ) .
2M + nCl2 → 2MC ln

c. Với các phi kim khác 

Các kim loại còn phản ứng được với nhiều phi kim khác như Br2, I2, S. ..
2A l + 3I2 → 2A lI3 ( H2O )
Fe + S → FeS ( t0 )

2. Tác dụng với nước

a. Ở nhiệt độ thường

– Chỉ có kim loại kiềm và kiềm thổ như Na, K, Ba và Ca phản ứng → kiềm + H2 .
– Phản ứng tổng quát :
2M + 2 nH2O → 2M ( OH ) n + nH2

b. Phản ứng ở nhiệt độ cao

– Mg và Al có phản ứng phức tạp :
Mg + 2H2 O → Mg ( OH ) 2 + H2 ( 1000C )
Mg + H2O → MgO + H2 ( ≥ 2000C )
– Mn, Zn, Cr, Fe ở nhiệt độ cao phản ứng với hơi nước → oxit kim loại + H2 .
3F e + 4H2 O → Fe3O4 + 4H2 ( 5700C )

3. Tác dụng với dung dịch axit

a. Với các dung dịch axit HCl, H2SO4 loãng, H3PO4… (H+)

Chỉ kim loại đứng trước H2 mới có phản ứng → muối ( trong đó kim loại chỉ đạt đến hóa trị thấp ) + H2 .
Fe + H2SO4 loãng → FeSO4 + H2

Chú ý: Na, K, Ba, Ca… khi cho vào ddịch axit thì phản ứng với H+ trước, nếu dư thì phản ứng với H2O. Pb đứng trước nhưng không tác dụng với HCl và H2SO4 loãng do tạo muối khó tan bám trên mặt cản trở phản ứng.

b. Tác dụng với dung dịch các axit có tính oxi hóa mạnh HNO3, H2SO4 đặc nóng

– Hầu hết những kim loại đều có phản ứng ( trừ Au, Pt ) ® muối ( KL có hóa trị cao nhất ) + H2O + loại sản phẩm được hình thành từ sự khử S + 6 hoặc N + 5 .
– Al, Fe, Cr thụ động với H2SO4 đặc nguội và HNO3 đặc nguội .

4. Tác dụng với dung dịch muối

– Với Na, K, Ca và Ba phản ứng với nước trước sau đó dung dịch kiềm tạo thành sẽ phản ứng với muối .
– Với những kim loại không tan trong nước, kim loại hoạt động giải trí ( đứng trước ) đẩy được kim loại kém hoạt động giải trí ( đứng sau ) ra khỏi dung dịch muối của chúng theo quy tắc α .
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Chú ý:

2F e3 + + Fe → 3F e2 +
Cu + 2F e3 + → Cu2 + + 2F e2 +

Fe2+ + Ag+ → Ag + Fe3+ 

5. Phản ứng với dung dịch kiềm

– Các kim loại tan trong nước : Na, K, Ca và Ba công dụng với nước có trong dung dịch .
– Một số kim loại có hiđroxit tương ứng là chất lưỡng tính + dung dịch bazơ → muối + H2 .
Al + H2O + NaOH → NaAlO2 + 3/2 H2

VI. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

1. Phương pháp nhiệt luyện

– Nguyên tắc : dùng chất khử CO, C, Al, H2 khử oxit kim loại ở nhiệt độ cao .
– Phạm vi sử dụng : thường dùng trong công nghiệp với kim loại sau Al .

2. Phương pháp thủy luyện

– Nguyên tắc : Dùng dung dịch thích hợp ( HCl, HNO3, nước cường toan, CN – … ) hòa tan nguyên vật liệu sau đó lấy kim loại mạnh ( không tan trong nước ) đẩy kim loại yếu khỏi dung dịch của nó .
– Phạm vi sử dụng : thường dùng trong phòng thí nghiệm để điều chế những kim loại sau Mg ( thường là kim loại yếu ) .

3. Phương pháp điện phân

a. Điện phân nóng chảy

– Nguyên tắc : Dùng dòng điện một chiều khử ion kim loại trong chất điện li nóng chảy ( muối halogenua, oxit, hidroxit ) .
– Phạm vi sử dụng : hoàn toàn có thể dùng để điều chế toàn bộ những kim loại nhưng thường dùng với kim loại mạnh : K, Na, Mg, Ca, Ba và Al .

b. Điện phân dung dịch

– Nguyên tắc : Dùng dòng điện một chiều khử ion kim loại yếu trong dung dịch muối của nó .
– Phạm vi sử dụng : Dùng điều chế những kim loại yếu .

VII. ĂN MÒN KIM LOẠI

– Ăn mòn kim loại là sự tàn phá kim loại hoặc kim loại tổng hợp dưới tính năng của môi trường tự nhiên xung quanh .
– Ăn mòn kim loại gồm ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa .

1. Ăn mòn hóa học

– Nguyên nhân : do kim loại có phản ứng hóa học trực tiếp với những chất ở thiên nhiên và môi trường xung quanh .
– Điều kiện : kim loại được đặt trong môi trường tự nhiên có chứa chất oxi hóa mà kim loại hoàn toàn có thể tham gia phản ứng thường là chất khí, hơi nước, dung dịch axit …
– Bản chất : là phản ứng oxi hóa – khử trong đó kim loại đóng vai trò chất khử. Electron chuyển trực tiếp từ kim loại vào môi trường tự nhiên .

2. Ăn mòn điện hóa

– Ăn mòn điện hóa là sự tàn phá kim loại hoặc kim loại tổng hợp do tiếp xúc với dung dịch chất điện li tạo nên dòng điện .
– Điều kiện xảy ra sự ăn mòn điện hóa :
+ Có 2 điện cực khác nhau về thực chất ( kim loại + kim loại ; kim loại + phi kim ; kim loại + hợp chất ) .
+ 2 điện cực phải được tiếp xúc điện với nhau .
+ 2 điện cực cùng được tiếp xúc với dung dịch chất điện li ( không khí ẩm ) .
– Cơ chế của quy trình ăn mòn điện hóa :
+ Kim loại mạnh đóng vai trò là cực âm ( anot ) .
+ Kim loại yếu hơn hoặc phi kim đóng vai trò cực dương ( catot ) .
+ Tại cực âm, kim loại mạnh bị ăn mòn ( bị oxi hóa ) .
M → Mn + + ne
+ Tại cực dương, môi trường tự nhiên bị khử :
Môi trường axit :
2H + + 2 e → H2
Môi trường trung tính, bazơ :
2H2 O + O2 + 4 e → 4OH –
( phản ứng phụ ) : Mn + + nOH – → M ( OH ) n ( tạo gỉ )
– Bản chất của ăn mòn điện hóa : là sự oxi hóa kim loại ở cực âm và sự khử môi trường tự nhiên ở cực dương. Electron được chuyển từ kim loại mạnh sang kim loại yếu ( hoặc phi kim ) rồi vào môi trường tự nhiên .

3. Bảo vệ kim loại khỏi sự ăn mòn

Để bảo vệ kim loại khỏi sự ăn mòn hoàn toàn có thể sử dụng những chiêu thức sau :
– Cách li kim loại với thiên nhiên và môi trường : sơn, mạ, tráng, nhúng nhựa …
– Dùng chất ngưng trệ .
– Tăng năng lực chịu đựng : kim loại tổng hợp chống ghỉ sét .
– Phương pháp điện hóa : dùng kim loại mạnh hơn kim loại ở cực âm không tác dụngvới nước gắn vào vật bị ăn mòn phần chìm trong dung dịch điện li ( anot hi sinh ) .
Dưới đây là những câu hỏi để những bạn tìm hiểu thêm :

Source: https://thcsbevandan.edu.vn
Category : Phương pháp học tập