Tài liệu Tóm tắt lý thuyết Hóa vô cơ lớp 12 Học kì 2 - Ôn thi THPT QG hệ thống lại kiến thức trọng tâm, nhấn mạnh những điểm lưu ý về các nội dung: Đại cương kim loại, Sự ăn mòn kim loại, Điều chế kim loại, kim loại kiềm - kiềm thổ và hợp chất của chúng, Sắt, crom và hợp chất ... Kính mời thầy cô cùng các em học sinh tham khảo.
TÓM TẮT LÍ THUYẾT HÓA VÔ CƠ LỚP 12
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI
I. VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN
Hơn 80% các 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 các nguyên tố d (thuộc các nhóm B).
- Tất cả các nguyên tố f (thuộc họ Lantan và họ Actini).
→ Kim loại tập trung 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 3e.
- Bán kính nguyên tử lớn và điện tích hạt nhân nhỏ so với các phi kim trong cùng chu kì.
- Năng lượng ion hóa thấp và độ âm điện nhỏ so với các phi kim cùng chu kỳ.
III. MẠNG TINH THỂ KIM LOẠI
1. Mạng tinh thể kim loại
- Phần lớn có cấu tạo đặc khít. Kim loại thường tồn tại dưới 3 kiểu mạng là: lập phương tâm diện (74%), lập phương tâm khối (68%) và mạng lục phương (74%).
- Nút mạng là các cation hoặc nguyên tử kim loại dao động xung quanh vị trí nhất định.
- Giữa các nút mạng là rất nhiều các e có thể chuyển động tương đối tự do.
2. Liên kết kim loại
Liên kết kim loại là liên kết sinh ra do các e tự do gắn các nút mạng với nhau.
IV. TÍNH CHÂT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI
1. Các tính chất vật lí chung
- Kim loại có tính chất vật lí chung là dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt và có ánh kim.
- Các tính chất vật lí chung này là do các e tự do có trong mạng tinh thể kim loại gây ra.
2. Một số tính chất vật lí khác
- Tỉ khối: của các kim loại rất khác nhau nhưng thường dao động từ 0,5 (Li) đến 22,6 (Os). Thường thì:
+ d < 5: kim loại nhẹ (K, Na, Mg, Al).
+ d > 5: kim loại nặng (Zn, Fe...).
- Nhiệt độ nóng chảy: biến đổi từ -390C (Hg) đến 34100C (W). Thường thì:
+ t < 10000C: kim loại dễ nóng chảy.
+ 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 nhiều yếu tố như kiểu mạng tinh thể; mật độ e; khối lượng mol của kim loại...
V. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
Tính chất hóa học của các kim loại là tính khử:
M → Mn+ + ne
1. Tác dụng với phi kim
a. Với oxi
- Hầu hết các kim loại đều tham gia phản ứng trừ Au, Pt, và Ag → oxit bazơ hoặc oxit lưỡng tính.
2xM + yO2 → 2MxOy
- Mức độ phản ứng với oxi của các 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 khả năng phản ứng với oxi giảm dần.
+ Các kim loại từ Pb → Hg không cháy nhưng tạo thành màng oxit trên bề mặt.
+ Các kim loại từ Ag → Au không cháy và không tạo thành lớp màng oxit trên bề mặt.
- Phản ứng với oxi của kim loại phụ thuộc vào bề mặt của lớp oxit tạo thành: nếu bề mặt không khít thì phản ứng hoàn toàn; nếu bề mặt khít thì chỉ phản ứng ở trên bề mặt như Al, Zn...
b. Với clo
Các kim loại đều tác dụng với clo khi đun nóng → muối clorua (KL có hóa trị cao).
2M + nCl2 → 2MCln
c. Với các phi kim khác
Các kim loại còn phản ứng được với nhiều phi kim khác như Br2, I2, S...
2Al + 3I2 → 2AlI3 (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 + 2nH2O → 2M(OH)n + nH2
b. Phản ứng ở nhiệt độ cao
- Mg và Al có phản ứng phức tạp:
Mg + 2H2O → 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.
3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 (< 5700C)
Fe + H2O → FeO + H2 (> 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 các kim loại đều có phản ứng (trừ Au, Pt) → muối (KL có hóa trị cao nhất) + H2O + 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 các kim loại không tan trong nước, kim loại hoạt động (đứng trước) đẩy được kim loại kém hoạt động (đứng sau) ra khỏi dung dịch muối của chúng theo quy tắc α.
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Chú ý:
2Fe3+ + Fe → 3Fe2+
Cu + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+
Fe2+ + Ag+ → Ag + Fe3+
5. Phản ứng với dung dịch kiềm
- Các kim loại tan trong nước: Na, K, Ca và Ba tác 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 + 3/2H2
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 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 các 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: 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.
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 các kim loại yếu.
1. Ăn mòn kim loại
- Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của môi trường xung quanh.
- Ăn mòn kim loại có hai loại là ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa.
+ Ăn mòn hóa học do kim loại tác dụng trực tiếp với chất oxi hóa có trong môi trường, trong loại ăn mòn này electron được chuyển trực tiếp từ kim loại sang môi trường nên không sinh ra dòng điện.
+ Ăn mòn điện hóa cần có ba điều kiện: Có hai điện cực khác nhau về bản chất (thường là hai kim loại), hai điện cực phải tiếp xúc điện với nhau và hai điện cực phải cùng tiếp xúc với dung dịch điện ly (thường gặp là không khí ẩm). Trong ăn mòn điện hóa cực âm nhường e, e chạy từ cực âm sang cực dương sinh ra dòng điện và được chất oxi hóa của môi trường nhận.
Các loại hợp kim để trong không khí ẩm thường bị ăn mòn, một số hợp kim thường gặp ta cần lưu ý là tôn (sắt tráng kẽm) và sắt tây (sắt tráng thiếc).
Trên đây chỉ trích một phần nội dung của tài liệu Tóm tắt lý thuyết Hóa vô cơ lớp 12 Học kì 2 - Ôn thi THPT QG. Để xem toàn bộ nội dung đề kiểm tra các em vui lòng đăng nhập vào trang HỌC247.net để tải về máy tính. Hy vọng tài liệu này giúp các em học sinh ôn tập tốt và đạt thành tích cao trong kì thi sắp tới. Chúc các em học tốt!
-- MOD HÓA HỌC247 (tổng hợp)--
