Bài giảng Bài 1 Vi tri kim loai trong bang hê thông tuân hoan câu tao cua kim loai

BÀI 1: 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 bảng HTTH) II. CẤU TẠO KIM LOẠI

1. Cấu tạo nguyên tử: Ít e lớp ngoài cùng ( 1→3e) 2. Cấu tạo tinh thể - Kim loại có cấu tạo mạng tinh thể

+ Ion kim loại ở nút mạng + Electron chuyển động tự do trong mạng tinh thể - Các kiểu mạng tinh thể phổ biến( 3 kiểu)

+ Lục phương:

* 74% ion kim loại + 26% không gian trống * Kim loại : Be, Mg, Zn + Lập phương tâm diện

* 74% ion kim loại + 26% không gian trống * Kim loại : Cu, Ag, Au, Al + Lập phương tâm khối

* 68% ion kim loại + 32% không gian trống * Kim loại : Li, Na, K 3. Liên kết kim loại: Là lực hút tĩnh điện giữa Ion kim loai và electron tự do Chú ý: - Mối quan hệ giữa cấu hình e và vị trí trong BTH

+ Số hiệu ( Z = số e = số p ) ↔ SỐ THỨ TỰ Ô + Số lớp ↔ Chu kỳ + Số e lớp ngoài cùng ↔ Số thứ tự nhóm (nhóm chính) ↔ Hóa trị cao nhất với oxi - Mối quan hệ cấu hình e của ion và Z

+ Cation: Znguyên tử = eion + điện tích + Anion: Znguyên tử = eion – điện tich

- Cách viết cấu hình electron

BÀI 2: TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI – DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI I./ TÍNH CHẤT VẬT LÍ: Kim loại có những tính chất vật lí chung :Tính dẻo - Tính dẫn điện - Tính dẫn nhiệt - Ánh kim

Tính chất vật lí chung của kim loại gây nên bởi sự có mặt của các electron tự do trong mạng tinh thể kim loại. Chú ý: - nhiệt độ 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 (to cao nhất), Cr (cứng nhất) II./ TÍNH CHẤT HÓA HỌC:

Tính chất hóa học chung của kim loại là tính khử (dễ bị oxi hóa)

Tính khử = Nhường e = Bị oxi hóa Nguyên nhân: Ít e lớp ngoài cùng + Bán kính lớn + Lực liên kết hạt nhân yếu.

M ---> Mn+ + ne 1./ Tác dụng với phi kim:

Thí dụ: 2Fe + 3Cl2 2FeCl3  

ot

Cu + Cl2 CuCl2  

ot

4Al + 3O2 2Al2O3  

ot

Fe + S FeS  

ot

Hg + S HgS  

ot

2./ Tác dụng với dung dịch axit: a./ Với dung dịch axit HCl , H2SO4 loãng: (trừ các kim loại Cu , Ag , Hg , Au không có phản ứng) sản phẩm là muối và khí H2.

Thí dụ: Fe + 2HCl FeCl2 + H2   b./ Với dung dịch HNO3 , H2SO4 đặc: (trừ Pt , Au không phản ứng) sản phẩm là muối + sản phẩm khử + nước.

KL hoạt động hóa học mạnh KL Trung bình và yếu H2SO4 đặc, to S , SO2   SO2  Loãng, to NH4NO3, N2 , N2O , NO    NO  HNO3 Đặc, to NO2 

Thí dụ: 3Cu + 8HNO3 (loãng) 3Cu(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O  

ot

Fe + 4HNO3 (loãng) Fe(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O  

ot

ThuVienDeThi.com

Cu + 2H2SO4 (đặc) CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O  

ot

*Chú ý: Al, Fe, Cr không phản ứng với HNO3 và H2SO4 đặc nguội 3./ Tác dụng với nước: các kim loại Li , K , Ba , Ca , Na phản ứng được với nước ở nhiệt độ thường tạo bazơ và khí H2

M + n H2O M(OH)n + n/2 H2 

Thí dụ: 2Na + 2H2O 2NaOH + H2   4./ Tác dụng với dung dịch muối: kim loại mạnh hơn khử ion của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do.

Thí dụ: Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu   III. DÃY ĐIỆN HÓA 1./ Dãy điện hóa của kim loại: - 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+

Tính oxi hóa ion kim loại tăng K Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe2+ Ag Au

Tính khử kim loại giảm 2./ Ý nghĩa của dãy điện hóa: Dự đoán chiều của phản ứng giữa 2 cặp oxi hóa khử xảy ra theo chiều: chất oxi hóa mạnh hơn sẽ oxi hóa chát khử mạnh hơn sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn. - Chiều phản ứng: Chất oxi hóa mạnh + Chất khử mạnh → Chất oxi hóa yếu + Chất khử yếu (Qui tắc ) 

BÀI 3: SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI I./ KHÁI NIỆM: Sự ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh.

M Mn+ + ne  II./ CÁC DẠNG ĂN MÒN KIM LOẠI: 1./ Ăn mòn hóa học: là quá trình oxi hóa - khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường.

Ví dụ: 2Fe …