Trả lời nhanh
Chương 5 Hóa 12 (chương trình cũ) là “Đại cương về kim loại”, gồm bảy mảng kiến thức: vị trí – cấu tạo, tính chất vật lí, tính chất hóa học, hợp kim, dãy điện hóa và pin điện hóa, điều chế kim loại, ăn mòn kim loại. Điểm chung xuyên suốt: kim loại có tính khử, nguyên tử nhường electron thành ion dương.
Lưu ý: bài này bám theo chương trình Hóa 12 cũ, nơi “Đại cương về kim loại” là chương 5. Ở sách GDPT 2018, chương 5 lại là “Pin điện và điện phân” và phần kim loại được sắp xếp khác, nên em hãy đối chiếu với sách đang học. Phần pin điện hóa, điện phân, ăn mòn dưới đây vẫn dùng được cho cả hai.
1. Vị trí và cấu tạo của kim loại
- Vị trí: nhóm IA (trừ H), IIA, IIIA (trừ B), một phần nhóm IVA, VA, VIA; toàn bộ nhóm B (kim loại chuyển tiếp); họ lantan và actini.
- Cấu hình electron: lớp ngoài cùng thường có 1, 2 hoặc 3 electron, bán kính nguyên tử tương đối lớn nên dễ nhường electron.
- Mạng tinh thể: lập phương tâm khối (Li, Na, K, Cr…), lập phương tâm diện (Cu, Ag, Au, Al…), lục phương (Be, Mg, Zn…).
- Liên kết kim loại: lực hút tĩnh điện giữa các electron tự do với các ion dương nằm ở nút mạng.
Các electron tự do chính là “chìa khóa” giải thích phần lớn tính chất vật lí chung ở mục sau.
2. Tính chất vật lí
| Tính chất | Nguyên nhân | Ví dụ cần nhớ |
|---|---|---|
| Tính dẻo | Các lớp ion trượt lên nhau mà vẫn được electron tự do giữ lại | Au, Ag, Al, Cu dẻo nhất |
| Dẫn điện | Electron tự do chuyển động có hướng khi có điện trường | Ag > Cu > Au > Al > Fe |
| Dẫn nhiệt | Electron tự do truyền năng lượng nhanh | Thứ tự gần giống dẫn điện |
| Ánh kim | Electron tự do phản xạ ánh sáng khả kiến | Bề mặt kim loại sáng bóng |
Một số “kỷ lục” hay gặp trong trắc nghiệm:
- Cứng nhất: Cr. Mềm nhất: Cs (kim loại kiềm nói chung rất mềm).
- Nhiệt độ nóng chảy cao nhất: W (khoảng 3410 °C). Thấp nhất: Hg (khoảng −39 °C, lỏng ở điều kiện thường).
- Nhẹ nhất: Li. Nặng nhất: Os.
Lỗi hay gặp: nhầm kim loại dẫn điện tốt nhất là Cu. Thực tế là Ag, nhưng Cu rẻ hơn nên dùng làm dây dẫn.
3. Tính chất hóa học: tính khử
Tổng quát: M → Mn+ + ne. Kim loại càng dễ nhường electron thì tính khử càng mạnh.
3.1. Tác dụng với phi kim
- 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 (t°, khói nâu đỏ). Clo oxi hóa sắt lên Fe(III).
- 3Fe + 2O2 → Fe3O4 (t°, sắt cháy sáng chói).
- Fe + S → FeS (t°); Hg + S → HgS (ngay ở nhiệt độ thường, dùng để thu gom thủy ngân rơi vãi).
3.2. Tác dụng với dung dịch axit
HCl, H2SO4 loãng (ion H+ oxi hóa): chỉ kim loại đứng trước H trong dãy điện hóa phản ứng, giải phóng H2.
- Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑ (Fe lên Fe(II), không phải Fe(III)).
HNO3, H2SO4 đặc (anion NO3−, SO42− oxi hóa): oxi hóa hầu hết kim loại (trừ Au, Pt), không giải phóng H2.
- Cu + 4HNO3 (đặc) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O (khí nâu đỏ).
- 3Cu + 8HNO3 (loãng) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O (khí không màu hóa nâu trong không khí).
- Cu + 2H2SO4 (đặc, t°) → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O.
Thụ động hóa: Al, Fe, Cr không phản ứng với HNO3 đặc nguội và H2SO4 đặc nguội vì tạo màng oxit bền bảo vệ. Vì vậy người ta dùng thùng nhôm, thùng sắt để chở các axit này.
3.3. Tác dụng với nước
Chỉ kim loại kiềm và Ca, Sr, Ba phản ứng ở nhiệt độ thường: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑.
3.4. Tác dụng với dung dịch muối
Kim loại mạnh đẩy kim loại yếu ra khỏi muối: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓ (dung dịch xanh nhạt dần, có kim loại đỏ bám vào đinh sắt).
Cảnh báo: Na, K, Ba, Ca không đẩy được kim loại khác khỏi dung dịch muối, vì chúng phản ứng với nước trước, tạo bazơ rồi bazơ mới tác dụng với muối. Ví dụ: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2, sau đó 2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2↓ + Na2SO4.
4. Hợp kim
- Khái niệm: vật liệu kim loại có chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi kim khác.
- Tính chất: tính chất hóa học tương tự các đơn chất thành phần, nhưng tính chất vật lí và cơ học thường khác (cứng hơn, bền hơn, nóng chảy thấp hơn…).
- Ví dụ: gang (Fe–C, C chiếm 2–5%), thép (Fe–C, C dưới 2%), inox (Fe–Cr–Ni), đuyra (Al–Cu–Mg–Mn), đồng thau (Cu–Zn).
Mẹo nhớ: “gang nhiều cacbon hơn thép” – gang cứng nhưng giòn, thép dẻo và đàn hồi hơn.
5. Dãy điện hóa và pin điện hóa
5.1. Dãy điện hóa của kim loại
Dãy sắp theo chiều tính oxi hóa của ion kim loại tăng, tính khử của kim loại giảm:
K+/K, Na+/Na, Ca2+/Ca, Mg2+/Mg, Al3+/Al, Zn2+/Zn, Fe2+/Fe, Ni2+/Ni, Sn2+/Sn, Pb2+/Pb, 2H+/H2, Cu2+/Cu, Fe3+/Fe2+, Ag+/Ag, Hg2+/Hg, Pt2+/Pt, Au3+/Au.
Quy tắc α: chất oxi hóa mạnh nhất sẽ phản ứng với chất khử mạnh nhất, tạo chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn. Cách vẽ: nối chất khử ở cặp trước với chất oxi hóa ở cặp sau, đường nối tạo chữ α.
Ba phản ứng quanh cặp Fe3+/Fe2+ hay gây nhầm:
- Fe + 2Fe3+ → 3Fe2+
- Cu + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+
- Fe2+ + Ag+ → Fe3+ + Ag (xảy ra khi Ag+ dư)
5.2. Pin điện hóa Zn – Cu
Pin điện hóa biến hóa năng của phản ứng oxi hóa – khử thành điện năng.
- Anot (cực âm): Zn → Zn2+ + 2e (xảy ra sự oxi hóa, thanh Zn mòn dần).
- Catot (cực dương): Cu2+ + 2e → Cu (xảy ra sự khử, thanh Cu dày thêm).
- Phản ứng chung: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu.
- Cầu muối: trung hòa điện tích hai dung dịch, giữ cho mạch kín.
Suất điện động chuẩn: E°pin = E°(+) − E°(−) = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V. Với E°(Ag+/Ag) = +0,80 V thì pin Zn–Ag có E° = 0,80 − (−0,76) = 1,56 V.
Mẹo nhớ: “Anot – Oxi hóa; Catot – Khử” (cùng chữ “A–O”, “C–K”). Electron luôn chạy từ cực âm sang cực dương ở mạch ngoài.
6. Điều chế kim loại
Nguyên tắc: khử ion kim loại thành nguyên tử, Mn+ + ne → M.
| Phương pháp | Áp dụng | Ví dụ |
|---|---|---|
| Nhiệt luyện | Kim loại trung bình, yếu (sau Al); chất khử CO, H2, C, Al | Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 (t°) |
| Thủy luyện | Kim loại yếu (Cu, Ag, Au…), dùng kim loại mạnh hơn đẩy ra khỏi dung dịch muối | Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu |
| Điện phân nóng chảy | Kim loại mạnh (K, Na, Ca, Mg, Al) | 2NaCl → 2Na + Cl2 (đpnc); 2Al2O3 → 4Al + 3O2 (đpnc, criolit) |
| Điện phân dung dịch | Kim loại trung bình, yếu | 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + O2 + 2H2SO4 (đpdd) |
Với điện phân dung dịch, nước chỉ bị điện phân khi ion kim loại là Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Al3+… không bị khử ở catot.
Công thức Faraday
m = A·I·t / (n·F), trong đó A là khối lượng mol, I là cường độ dòng điện (A), t là thời gian (s), n là số electron trao đổi, F = 96500 C/mol.
Ví dụ tự đặt: điện phân dung dịch CuSO4 với dòng 2 A trong 4825 s. Số mol electron = 2 × 4825 / 96500 = 0,1 mol. Cu2+ + 2e → Cu nên nCu = 0,05 mol, m = 0,05 × 64 = 3,2 g.
7. Ăn mòn kim loại
| Tiêu chí | Ăn mòn hóa học | Ăn mòn điện hóa |
|---|---|---|
| Bản chất | Electron chuyển trực tiếp từ kim loại sang chất trong môi trường | Có dòng điện do hình thành pin điện hóa |
| Điều kiện | Kim loại tiếp xúc trực tiếp chất oxi hóa (O2, Cl2…) thường ở nhiệt độ cao | Hai điện cực khác bản chất, tiếp xúc nhau, cùng nhúng trong dung dịch chất điện li |
| Dòng điện | Không phát sinh | Có phát sinh |
Ví dụ gang, thép trong không khí ẩm: Fe là anot (Fe → Fe2+ + 2e), C là catot. Ở môi trường trung tính hoặc bazơ, catot xảy ra O2 + 2H2O + 4e → 4OH−; ở môi trường axit, catot là 2H+ + 2e → H2. Trong ăn mòn điện hóa, kim loại có tính khử mạnh hơn luôn bị ăn mòn.
Chống ăn mòn:
- Phương pháp bảo vệ bề mặt: sơn, mạ, tráng men, bôi dầu mỡ.
- Phương pháp điện hóa: gắn kim loại mạnh hơn (như Zn) vào vỏ tàu thép; Zn bị ăn mòn thay cho Fe (“kim loại hy sinh”).
- Chế tạo hợp kim chống gỉ như inox.
Lỗi hay gặp: thiếc tráng ngoài sắt (sắt tây) chỉ bảo vệ khi lớp thiếc còn nguyên. Khi bị xước, Fe mạnh hơn Sn nên Fe bị ăn mòn nhanh hơn; còn tôn mạ kẽm khi xước thì Zn vẫn bảo vệ Fe.
8. Sơ đồ ghi nhớ nhanh
- Kim loại chỉ có tính khử, ion kim loại mới có tính oxi hóa.
- Muốn dự đoán phản ứng: viết dãy điện hóa, áp dụng quy tắc α.
- Muốn chọn cách điều chế: nhìn vị trí kim loại (mạnh – điện phân nóng chảy; trung bình – nhiệt luyện; yếu – thủy luyện hoặc điện phân dung dịch).
- Muốn xét ăn mòn: tìm hai điện cực và môi trường điện li; cực mạnh hơn bị mòn.
9. Bài luyện tập có đáp án
Bài 1. Cho 5,6 g Fe vào 350 mL dung dịch AgNO3 1M, phản ứng hoàn toàn. Tính khối lượng Ag thu được.
Giải: nFe = 0,1 mol; nAg+ = 0,35 mol. Fe + 2Ag+ → Fe2+ + 2Ag: dùng hết 0,1 mol Fe, 0,2 mol Ag+, thu 0,2 mol Ag; còn dư 0,15 mol Ag+. Tiếp đó Fe2+ + Ag+ → Fe3+ + Ag, mà nFe2+ = 0,1 mol < 0,15 nên thu thêm 0,1 mol Ag. Tổng nAg = 0,3 mol, m = 0,3 × 108 = 32,4 g.
Bài 2. Hòa tan hoàn toàn 3,2 g Cu trong dung dịch HNO3 loãng dư. Tính thể tích NO (đktc), biết NO là sản phẩm khử duy nhất.
Giải: nCu = 0,05 mol, cho 0,1 mol electron. N+5 + 3e → N+2 nên nNO = 0,1/3 mol. V = (0,1/3) × 22,4 ≈ 0,747 lít.
Bài 3. Cho các cặp kim loại tiếp xúc nhau cùng nhúng trong dung dịch HCl: Fe–Cu, Fe–Zn, Fe–Sn. Ở cặp nào sắt bị ăn mòn điện hóa nhanh hơn khi để riêng sắt?
Giải: Sắt bị ăn mòn nhanh hơn khi nó là cực âm, tức kim loại kia có tính khử yếu hơn Fe: cặp Fe–Cu và Fe–Sn. Ở cặp Fe–Zn thì Zn bị ăn mòn, sắt được bảo vệ.
Kết luận
Muốn làm tốt chương 5 Hóa 12, em cần thuộc dãy điện hóa, hiểu quy tắc α, phân biệt rõ các phương pháp điều chế và hai kiểu ăn mòn. Sau khi nắm lý thuyết, hãy luyện thêm bài tập về kim loại tác dụng với muối và điện phân để nhớ lâu.
Câu hỏi thường gặp
Chương 5 Hóa 12 học nội dung gì?
Ở chương trình cũ, chương 5 là Đại cương về kim loại: cấu tạo và tính chất kim loại, hợp kim, dãy điện hóa, pin điện hóa, điều chế kim loại và ăn mòn kim loại. Ở sách GDPT 2018 thì chương 5 là Pin điện và điện phân.
Vì sao Al, Fe không tác dụng với HNO3 đặc nguội?
Các kim loại này bị thụ động hóa: bề mặt tạo màng oxit mỏng, bền, ngăn kim loại bên trong tiếp xúc với axit, nên phản ứng không tiếp diễn.
Làm sao xác định cực âm, cực dương của pin điện hóa?
Kim loại có tính khử mạnh hơn (thế điện cực chuẩn nhỏ hơn) là cực âm (anot), bị oxi hóa. Kim loại yếu hơn là cực dương (catot), nơi ion kim loại bị khử. E°pin = E°(+) − E°(−).
Khi nào dùng điện phân nóng chảy để điều chế kim loại?
Dùng cho các kim loại mạnh như K, Na, Ca, Mg, Al, vì ion của chúng không bị khử bằng chất khử thông thường và nước sẽ bị điện phân thay trong dung dịch.