Đề cương ôn tập học kỳ II môn hóa lớp 12 – Loigiaihay.com

VỊ TRÍ KIM LOẠI TRONG BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN . CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI

I. VỊ TRÍ

– Nhóm IA(-H), IIA, IIIA(-B), một phần nhóm IVA, VA,VIA

– Các nhóm B (IB→VIIIB)

– Họ lantan và actini (2 hàng cuối BTH)

II. CẤU TẠO KIM LOẠI

1. Cấu tạo nguyên tử: 1→3e lớp ngoài cùng , bán kính nguyên tử tương đối lớn so với phi kim

2. Cấu tạo tinh thể :

Trong mạng tinh thể Kim loại có : Nguyên tử kim loại , Ion kim loại ở nút mạng và các electron tự do .

3. Liên kết kim loại: Liên kết được hình thành giữa các nguyên tử kim loại và ion kim loại do sự tham gia của các electron tự do .

–

TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI – DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI

I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ

1. Tính chất vật lí chung: 4 tính chất = dẻo + dẫn điện + dẫn nhiệt + ánh kim

2. Nguyên nhân: do e tự do gây ra

Chú ý:

– to càng cao → dẫn điện giảm (do ion dương cản trở e)

– Vàng (dẻo nhất), Bạc (dẫn điện tốt nhất), Thủy ngân (thể lỏng, to thấp nhất), W (tonc cao nhất), Cr (cứng nhất)

– Khả năng dẫn điện: Ag > Cu > Au > Al > Fe

II. TÍNH CHẤT HÓA HỌC :

Tính khử = Nhường e = Bị oxi hóa

Nguyên nhân: Ít e lớp ngoài cùng + Bán kính lớn + Lực liên kết hạt nhân yếu.

1. Tác dụng với phi kim (Cl2,O2,S)

Kim loại tác dụng với một số phi kim ở nhiệt độ thường

Hg + S → HgS Li + N2 → Li3N

2. Tác dụng với axit

a. dd HCl, H2SO4 loãng (kim loại trước H2) → Muối (Số oxh thấp) + H2

b. dd HNO3, H2SO4 đặc(tất cả kim loai trừ Au, Pt) → Muối (Số oxh cao) + Sp khử + H2O

Thường:

* KL + HNO3 loãng → muối nitrat + NO(ko màu, dễ hóa nâu/KK) + H2O

3M + 4nHNO3 loãng →3M(NO3)n + nNO + 2nH2O

* KL + HNO3 đặc → muối nitrat + NO2(màu nâu) + H2O

M + 2nHNO3 loãng → M(NO3)n + nNO2 + nH2O

* KL + H2SO4 đ,n → muối sunfat + SO2(ko màu,hắc) + H2O

2R + 2nH2SO4 đ,n → R2(SO4)n + nSO2 +2nH2O

Chú ý: Al, Fe, Cr thụ động trong HNO3 và H2SO4 đặc nguội

3. Tác dụng với nước: Kim loại IA + IIA(trừ Be,Mg) + H2O → dd bazơ + H2

M(IA) + H2O→MOH + H2

M(Ca,Ba, Sr) + 2H2O → M(OH)2 + H2

4. Tác dụng với dd muối

– Kim loại (không tan trong nước) đẩy được kim loại yếu hơn ra khỏi muối.

– Kim loại( tan trong nước) thì không đẩy được kim loại yếu ra khỏi muối mà xảy ra theo nhiều giai đoạn:

+ Phản ứng với nước → dd bazơ

+ dd bazơ phản ứng trao đổi với dd muối ( nếu sau phản ứng có kết tủa)

+ Nếu kết tủa có tính lưỡng tính thì tiếp tục tan.

5.Tác dụng với dung dịch bazơ: Al, Zn tan được trong dung dịch bazơ → H2

Al+ NaOH + H2O → NaAlO2 + 3/2 H2

III. DÃY ĐIỆN HÓA

– Nguyên tắc sắp xếp: Từ trái sang phải

+ Tính khử kim loại giảm dần

+ Tính oxi hóa ion kim loại tăng dần

K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ Au3+

Chiều phản ứng: Chất oxi hóa mạnh + Chất khử mạnh → Chất oxi hóa yếu + Chất khử yếu

Ý nghĩa : dự đoán chiều của phản ứng giữa 2 cặp oxi hóa- khử theo quy tắc α

–

SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI

I. KHÁI NIỆM : Là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng các chất trong môi trường xung quanh

II. CÁC DẠNG ĂN MÒN KIM LOẠI : Có 2 dạng ăn mòn kim loại: hóa học và điện hóa

1. Ăn mòn hóa học:quá trình oxi hóa khử, do sự tác động của O2 và H2O ở nhiệt độ cao, electron chuyển trực tiếp vào môi trường

2. Ăn mòn điện hóa

* Khái niệm: quá trình oxi hóa khử, do tác dụng chất điện li→tạo dòng e di chuyển từ cực âm đến cực dương.

* Điều kiện ăn mòn: (hội tụ đủ 3 điều kiện)

– Có 2 điện cực khác chất ( 2 KL khác nhau , KL-PK , KL- hợp chất ..)

– 2 điện cực tiếp xúc với nhau (trực tiếp hoặc gián tiếp)

– Đặt trong môi trường chất điện li (dung dịch ; không khí ẩm cũng là môi trường điện li)

* Cơ chế ăn mòn:

– Kim loại mạnh bị ăn mòn tại cực âm Anot (quá trình OXH)

M → Mn+ + n e

– Kim loại yếu (hoặc PK) là cực dương Catot (quá trình Khử)

2H+ + 2e→ H2

O2 + 2H2O + 4e→ 4OH-

Tóm lại:

– Đối với ăn mòn điện hóa thì kim loại mạnh bị ăn mòn và kim loại càng nguyên chất thì càng khó bị ăn mòn.

– Nếu như ăn mòn hóa học không có dòng điện thì ăn mòn điện hóa có phát sinh dòng điện và quá trình ăn mòn sẽ diễn ra nhanh hơn.

III. CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI

Có 2 cách chống ăn mòn:

1. Bảo vệ bề mặt: bôi, sơn, mạ, tráng….

2. Phương pháp điện hóa: Dùng kim loại hoạt động hơn để bảo vệ (kim loại hoạt động hơn sẽ bị ăn mòn trước)

Vd: Vỏ tàu biển bằng thép được gắn vào các khối kẽm( lúc này Zn bị ăn mòn trước sắt, khi các khối Zn bị ăn mòn đáng kể rồi, thì sẽ thay bằng các khối Zn khác)

–

ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

I. NGUYÊN TẮC: Khử ion kim loại thành kim loại:

Mn+ + ne → M (kim loại)

II. PHƯƠNG PHÁP. (3 phương pháp chính)

1. Nhiệt luyện

– Nguyên tắc: Dùng chất khử mạnh (C,CO, H2, Al) để khử kim loại trong oxit (Từ Zn →Cu)

– Ứng dụng: Điều chế kim loại hoạt động trung bình (Từ Zn →Cu)

– Vd : 4CO + Fe3O4 → 3Fe + 4CO2

2. Thủy luyện

– Nguyên tắc: Dùng kim loại có tính khử mạnh khử ion của kim loại yếu hơn ra khỏi muối

– Ứng dụng: Điều chế kim loại hoạt động trung bình và yếu

3. Điện phân

– Khử ion kim loại bằng dòng điện một chiều

– Catot ( cực âm ): xảy ra quá trình khử = khử cation → thu được kim loại

– Anot ( cực dương) : xảy ra quá trình oxi hóa → thu được chất khí

a. Điện phân nóng chảy: Điều chế kim loại mạnh (IA, IIA, Al)

b. Điện phân dung dịch: Điều chế kim loại hoạt động trung bình hoặc yếu

Kiến thức cần nhớ:

* Nhớ định luật Faraday tính khối lượng các chất thoát ra ở các điện cực.

m = A.I.t / 96500.n

Trong đó: m: khối lượng chất thoát ra ở điện cực; A: Khối lượng mol nguyên tử

n: Số e trao đổi; I: Cường độ dòng điện (ampe); t: Thời gian điện phân (giây)

–

KIM LOẠI KIỀM

I. VỊ TRÍ – CẤU HÌNH ELECTRON

– Vị trí: Nhóm IA = Li Na K Rb Cs Fr (phóng xạ)

– Cấu hình: …ns1

II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ.

– to sôi, to nóng chảy, khối lượng riêng nhỏ, độ cứng thấp

– Nguyên nhân: cấu tạo tinh thể lập phương tâm khối(rỗng) + liên kết kim loại yếu

III. TÍNH CHẤT HÓA HỌC

– Tính khử rất mạnh: M → M+(số oxi hóa +1)+ 1 e; – Tính khử tăng dần từ Li → Cs

1. Tác dụng với phi kim: Phản ứng xảy ra dễ dàng

2. Tác dụng với axit: Mãnh liệt + nổ

M + HCl → NaCl + 1/2H2

3. Tác dụng với nước: Mãnh liệt + nổ

M + H2O → MOH + 1/2H2

Chú ý: Do kim loại kiềm dễ phản ứng với oxi, nước → ngâm trong dầu hỏa để bảo quản.

IV.ỨNG DỤNG – TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN – ĐIỀU CHẾ.

1. Ứng dụng: Dùng trong thiết bị báo cháy, tổng hợp chất hữu cơ; Na, K là chất trao đổi nhiệt trong lò phản ứng hạt nhân, điều chế kim loại hiếm bằng phản ứng nhiệt luyện, Cs làm tế bào quang điện

2. Trạng thái tự nhiên: Dạng hợp chất nước biển, đất …

3. Điều chế: Điện phân nóng chảy muối halogen(hoặc hidroxit)

2 MX → 2 M + X2

–

HỢP CHẤT KIM LOẠI KIỀM (NaOH, Na2CO3, NaHCO3)

I. NATRIHIDROXIT: NaOH

1. Tính chất

– Phân li hoàn toàn → môi trường bazơ (pH>7)

Tính chất của bazơ (mạnh)

+ Tác dụng được oxit axit: CO2, SO2,…

CO2 + NaOH → NaHCO3 hoặc CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O

+ Tác dụng với axit: HCl, H2SO4, HNO3,…

HCl + NaOH → NaCl + H2O

+ Tác dụng với dd muối: (phản ứng phải sinh ra kết tủa):

vd: CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2 + 2NaCl

Theo dõi chúng tôi www.hql-neu.edu.vn để có thêm nhiều thông tin bổ ích nhé!!!