TRUNG TÂM GIA SƯ NAM LONG

BÀI GIẢNG

TỔNG ÔN HÓA HỌC
Đối tượng: ONLINE_DANH GIA NANG LUC_12_ONLINE-LT-OTO2

NGUYỄN RIN
CÔ

Phụ trách lớp học:

Thành phố Hồ Chí Minh, ngày 19 tháng 05 năm 2024.

ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI
 TÓM TẮT KIẾN THỨC
 VÍ DỤ MINH HỌA

VỊ TRÍ KIM LOẠI
TRONG BẢNG
TUẦN HOÀN
• Nhóm IA (trừ H),
nhóm IIA, nhóm IIIA
(trừ B) và một phần
của các nhóm IVA,
VA, VIA.
• Nhóm B (IB – VIIIB).
• Họ Lantan và Actini.

CẤU TẠO KIM LOẠI
• Hầu hết các nguyên tố kim
loại đều có ít electron ở lớp
ngoài cùng (1, 2 hoặc 3e).
• Trong chu kì, theo chiều
tăng dần điện tích hạt nhân:
r giảm, tính kim loại giảm,
độ âm điện tăng.
• Ở nhiệt độ thuờng, chỉ có
Hg ở thể lỏng, còn lại thể
rắn.

TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI
TÍNH CHẤT VẬT LÍ CHUNG (điều kiện thuờng)
 Trạng thái rắn (trừ Hg).
 Tính dẻo: Au > Au > Al > Cu > Sn…
 Tính dẫn điện: Ag > Cu > Au > Al > Fe
 Tính dẫn nhiệt: dẫn điện tốt thì dẫn nhiệt tốt.
 Có ánh kim
TÍNH CHẤT VẬT LÍ RIÊNG
 Khối lượng riêng: nhẹ nhất Li, nặng nhất Os
 Nhiệt độ nóng chảy: thấp nhất Hg, lớn nhất W
 Độ cứng: cứng nhất Cr, mềm nhất Cs

TÍNH CHẤT HÓA HỌC
Tính chất hóa học chung: tính khử.
1. Tác dụng phi kim
a. Tác dụng với clo (hầu
hết kim
loại, trừAu,
0
0
3  1Pt…)
0

2 Fe  3 Cl2  t 2 Fe Cl3

b. Tác dụng với oxi (hầu0 hết kim
loại,
trừ Au,
0
3  2Ag, Pt)
0

2 Al  3 O 2  t 2 Al2 O3
0

0

t0

8/3

2

3 Fe 2 O2   Fe 3 O4
c. Tác dụng với lưu huỳnh (nhiều kim loại)
Với Hg xảy ra ở nhiệt
độ 0thường, các
kim loại cần đun nóng.
0
2 2
t0

Fe  S   Fe S
0

0

2  2

Hg  S  Hg S

TÍNH CHẤT HÓA HỌC
2. Tác dụng với dung dịch axit
a. Dung dịch HCl, H2SO4 loãng
0

1

2

0

Fe 2 H Cl  Fe Cl2  H 2

b. Dung dịch HNO3, H2SO4 đặc: Phản ứng với hầu hết các kim loại
(trừ Au, Pt)
0
5
2
2
3 Cu  8 HNO3
0

6

Cu  2 H 2 SO4

 3 Cu  NO3 2  2 NO  4 H 2O
2

4

 C uSO4  S O2  2 H 2O

Al, Fe, Cr bị thụ động hóa trong dung dịch HNO3, H2SO4 đặc, nguội.

TÍNH CHẤT HÓA HỌC
3. 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,…).
M + H2O
M(OH)n + H2
Các kim loại còn lại không khử được H2O.
4. Tác dụng với dung dịch muối
Kim loại có tính khử mạnh hơn khử được ion của kim loại có tính khử
yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do.
0

2

2

0

Fe Cu SO4  Fe SO4  Cu

DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI
Chiều tăng dần tính oxi hóa

K+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Ag+ Au3+
K

Na

Mg Al

Zn

Fe

Ni

Sn

Chiều tăng dần tính
khử

Pb

H2 Cu

Ag Au

DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI
Ý nghĩa của dãy điện hóa của kim loại
Dự đoán chiều của phản ứng oxi hoá – khử theo quy tắc α:
Phản ứng giữa hai cặp oxi hoá – khử sẽ xảy ra theo chiều chất
oxi hoá mạnh hơn sẽ oxi hoá chất khử mạnh hơn, sinh ra chất
oxi hoá yếu hơn và chất khử yếu hơn.
O mạnh + K mạnh → O yếu + K yếu
Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu

Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu

PIN ĐIỆN HÓA
 TÓM TẮT KIẾN THỨC
 VÍ DỤ MINH HỌA

PIN ĐIỆN HÓA
 Khi nhúng thanh kim loại (M) vào dung dịch muối của nó
(Mn+), tạo thành một điện cực.
 Ở điện cực, xuất hiện một thế điện cực (E).
 Nếu nồng độ Mn+ trong dung dịch bằng 1M, ở 25oC thì có
thế điện cực chuẩn (Eo) cửa cặp oxi hóa khử Mn+/M.

PIN ĐIỆN HÓA
 PIN ĐIỆN HÓA Zn-Cu = điện cực kẽm + điện cực đồng + cầu
muối (thuờng là KCl bão hòa, hoặc NH4NO3, KNO3 - dung dịch
điện li trơ)
 Vai trò cầu muối: Khép kín mạch và trung hòa điện tích của
dung dịch ở hai điện cực.
• 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.

PIN ĐIỆN HÓA
Điện cực âm, anode (-): xảy ra sự oxi hóa Zn.
Zn → Zn2+ + 2e
Điện cực dương, cathode (+): xảy ra sự khử ion
Cu2+.
Cu2+ + 2e → Cu
Phương trình ion rút gọn biểu diễn quá trình oxi
hoá - khử xảy ra trên bề mặt các điện cực của pin
điện hoá:
Cu2+ + Zn → Cu +
Zn2+

PIN ĐIỆN HÓA

PIN ĐIỆN HÓA

PIN ĐIỆN HÓA

PIN ĐIỆN HÓA
Có sự biến đổi nồng độ các ion Cu2+ và Zn2+ trong quá trình hoạt
động của pin. Cu2+ giảm, Zn2+ tăng
Năng lượng của phản ứng oxi hóa – khử trong pin điện hóa đã sinh
ra dòng điện một chiều.
Những yếu tố ảnh hưởng đến suất điện động của pin điện hóa như:
Nhiệt độ.
Nồng độ của ion kim loại.
Bản chất của kim loại làm điện cực.
Trong pin điện hóa:
Cực âm (anode): xảy ra quá trình oxi hóa.
Cực dương (cathode): xảy ra quá trình khử.

PHƯƠNG PHÁP TÁCH
KIM LOẠI
 TÓM TẮT KIẾN THỨC
 VÍ DỤ MINH HỌA

TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN
Trong tự nhiên, chỉ một số ít
kim loại tồn tại ở dạng đơn
chất
(như
vàng,
bạc,
platinum,…); hầu hết các kim
loại tồn tại ở dạng hợp chất
trong các quặng, mỏ.

PHƯƠNG PHÁP TÁCH KIM LOẠI
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.
 Thí dụ: Fe2O3 + CO → Fe + CO2
 Phạm vi áp dụng: Sản xuất các kim loại có tính khử trung bình và yếu (Zn, Fe, Sn, Pb,…) trong
công nghiệp.
2. Phương pháp thuỷ luyện
 Nguyên tắc: Dùng những dung dịch thích hợp như: H2SO4, NaOH, NaCN,… để hoà tan kim loại
hoặc các hợp chất của kim loại và tách ra khỏi phần không tan có ở trong quặng. Sau đó khử những
ion kim loại này trong dung dịch bằng những kim loại có tính khử mạnh như Fe, Zn,…
 Thí dụ:

Fe + CuSO4→ FeSO4 + Cu↓

Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu↓

 Phạm vi áp dụng: Thường sử dụng để điều chế các kim loại có tính khử yếu.

PHƯƠNG PHÁP TÁCH KIM LOẠI
3. Phương pháp điện phân
a. Điện phân 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 như K, Na, Ca, Mg, Al.
 Thí dụ 1: Điện phân Al2O3 nóng chảy để điều chế Al.
 Thí dụ 2: Điện phân MgCl2 nóng chảy để điều chế 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 có độ hoạt động hoá học trung bình hoặc yếu.
 Thí dụ: Điện phân dung dịch CuCl2 để điều chế kim loại Cu.

PHƯƠNG PHÁP ĐIỆN PHÂN
Tính lượng chất thu được ở các điện cực
AIt
Dựa vào công thức Farađây: m  trong đó:
nF
• 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.
• I: Cường độ dòng điện (ampe)
• t: Thời gian điện phân (giây)
• F: Hằng số Farađây (F = 96.500).

PHƯƠNG PHÁP
ĐIỆN PHÂN
NÓNG CHẢY
Nguyên tắc điện phân:
Tại cathode (điện cực
âm): xảy ra sự khử ion
dương.
Tại anode (điện cực
dương): xảy ra quá trình
oxi hóa ion âm.

PHƯƠNG PHÁP
ĐIỆN PHÂN
DUNG DỊCH
Nguyên tắc điện phân:
Tại cathode (điện cực
âm): xảy ra sự khử ion
dương.
Tại anode (điện cực
dương): xảy ra quá trình
oxi hóa ion âm.

SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
 TÓM TẮT KIẾN THỨC
 VÍ DỤ MINH HỌA

ĂN MÒN KIM LOẠI
KHÁI NIỆM: Sự ăn mòn kim loại là sự phá huỷ kim loại hoặc
hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh.
Hệ quả: Kim loại bị oxi hoá thành ion dương
M → Mn+ + ne
PHÂN LOẠI
1. ĂN MÒN HÓA HỌC
2. ĂN MÒN ĐIỆN HÓA HỌC

1. ĂN MÒN HÓA HỌC

Đinh
sắt
trong
không
khí
khô

(1)

Đinh
sắt
trong
nước có
hòa tan
oxi

(2)

Đinh
sắt
trong
dung
dịch
muối
ăn

(3)

Đinh
sắt
trong
nước
cất

(4)

Đinh
sắt
trong
không
khí
khô

(1)

Đinh sắt
không bị
ăn mòn

Đinh
sắt
trong
nước
có
hòa
tan
oxi

(2)

Đinh sắt
bị ăn
mòn ít

Đinh
sắt
trong
dung
dịch
muối
ăn

(3)

Đinh sắt
bị ăn
mòn
nhiều

Đinh
sắt
trong
nước
cất

(4)

Đinh sắt
không bị
ăn mòn

1. ĂN MÒN HÓA HỌC
• Xảy ra: các chi tiết bằng kim loại của máy míc trong các nhà
máy sản xuất hóa chất, những bộ phận của lò đốt, nồi hơi, các
chi tiết của động cơ đốt trong hoặc những thiết bị thuờng xuyên
tiếp xúc với hơi nước, khí oxygen,…
• Nhiệt độ càng cao, tốc độ ăn mòn càng nhanh.
• Sự ăn mòn kim loại không xảy ra hoặc xảy ra nhanh hay chậm
phụ thuộc vào thành phần của môi trường mà nó tiếp xúc.

2. ĂN MÒN ĐIỆN HÓA HỌC
KHI KHÔNG NỐI DÂY

KHI NỐI DÂY DẪN

Zn

Cu

dd
H2SO
4

2. ĂN MÒN ĐIỆN HÓA HỌC
KHI KHÔNG TIẾP XÚC

KHI TIẾP XÚC TRỰC TIẾP
Zn

Cu

dd
H2SO
4

2. ĂN MÒN ĐIỆN HÓA HỌC
ĐIỀU KIỆN XẢY RA ĂN MÒN ĐIỆN HÓA
1. Hai điện cực khác nhau về bản chất: Hai kim loại khác nhau;
hoặc kim loại và phi kim.
2. Tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau thông qua dây dẫn.
3. Cùng tiếp xúc với một dung dịch chất điện li.
NHẬN XÉT: Ăn mòn điện hóa thuờng xảy ra phổ biến hơn ăn
mòn hóa học.

CHỐNG ĂN MÒN
ĐIỆN HÓA
1.

Phương pháp bảo vệ bề
mặt: phủ lên bề mặt những
chất bền với môi trường
hoặc tráng, mạ một kim loại
khác.

2.

Phương pháp điện hóa:
nối kim loại cần được bảo vệ
với một kim loại hoạt động
hóa học mạnh hơn để tạo
thành pin điện hóa. Kim loại
có tính khử mạnh hơn thì bị
ăn mòn, kim loại có tính khử
yếu hơn được bảo vệ.