ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI_09

102
CHƯƠNG IX. ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI
I. Vị trí và cấu tạo của kim loại.
1. Vị trí

Trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học, kim loại ở những vị trí:

− Phân nhóm chính nhóm I, II, III (trừ bo)

− Phân nhóm phụ nhóm I đến nhóm VIII

− Họ lantan và họ actini (những nguyên tố xếp riêng ở dưới bảng).

− Một phần của các phân nhóm chính nhóm IV, V, VI.

Hiện nay người ta biết khoảng 109 nguyên tố hoá học, trong đó có trên 85 nguyên
tố là kim loại.

Các nguyên tố càng nằm ở bên trái, phía dưới của bảng, tính kim loại càng mạnh.

2. Cấu tạo của nguyên tử kim loại

− Nguyên tử kim loại có số electron ở lớp ngoài cùng nhỏ ( ≤ 4 ), dễ dàng cho đi
trong các phản ứng hoá học.

− Trong cùng 1 chu kì, nguyên tử của các nguyên tố kim loại có bán kính lớn hơn
và có điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với các nguyên tố phi kim. Những nguyên tử có
bán kính lớn là những nguyên tử nằm ở góc dưới, bên trái của bảng tuần hoàn.

3. Cấu tạo tinh thể kim loại

− Các nguyên tử kim loại sắp xếp theo một trật tự xác định làm thành mạng lưới
tinh thể kim loại. Nút của mạng lưới là các ion dương hoặc các nguyên tử trung hoà.
Khoảng không gian giữa các nút lưới không thuộc nguyên tử nào, làm thành "khí
electron" mà các nguyên tử kim loại ở nút lưới liên kết với nhau tạo thành mạng lưới
bền vững.

Liên kết sinh ra trong mạng lưới kim loại do các e tự do gắn các ion dương kim loại
lại với nhau gọi là liên kết kim loại.

Đặc điểm của liên kết kim loại:

− Do tất cả các e tự do trong kim loại tham gia.

− Liên kết kim loại do tương tác tĩnh điện giữa các ion dương và các e tự do.

II. Tính chất vật lý
− Ở điều kiện thường, các kim loại đều ở trạng thái rắn (tinh thể), trừ Hg là chất
lỏng. Nhiệt độ nóng chảy rất khác nhau.

− Người ta phân biệt : Các kim loại đen (gồm Fe, Mn, Cr) và kim loại màu (các kim
loại còn lại).

− Kim loại có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, có tính dẻo, có ánh kim.

Do đặc tính cấu tạo của mạng lưới kim loại ta giải thích tính chất vật lý của nó

a) Tính dẫn điện và dẫn nhiệt

− Khi nối 2 đầu thanh kim loại với 2 cực của nguồn điện. Dưới tác dụng của điện

trường, các e tự do chuyển động theo 1 hướng xác định làm thành dòng điện trong kim
loại.

− Khi đun nóng kim loại tại 1 điểm nào đó, các nút lưới (nguyên tử, ion) ở điểm đó
nhận thêm năng lượng, dao động mạnh lên và truyền năng lượng cho các e tự do. Các
e tự do lại truyền năng lượng cho các nút xa hơn. Và cứ như thế năng lượng (dạng
nhiệt) được truyền ra khắp thanh kim loại. Đó là bản chất tính dẫn nhiệt của kim loại.

b) Tính dẻo (dễ kéo dài, dát mỏng):

Khi tác dụng lực cơ học lên thanh kim loại, một số nút mạng lưới kim loại có thể bị
xê dịch, nhưng mối liên kết giữa các lớp nút trong mạng nhờ các e tự do vẫn được bảo

103
toàn, do đó mạng lưới tinh thể vẫn bền vững, mặc dù hình dạng thanh kim loại bị thay
đổi.

III. Tính chất hoá học.
1. Nhận xét chung

Do đặc điểm cấu tạo, các nguyên tử kim loại dễ dàng cho e hoá trị, thể hiện tính
khử:


So sánh tính khử của kim loại : Đi từ đầu đến cuối "dãy thế điện hóa" của các kim
loại thì tính khử giảm dần.

K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Au.

2. Các phản ứng đặc trưng:

a) Phản ứng với oxi :

− Ở t
o
thường, phần lớn kim loại phản ứng với O
2
của không khí tạo thành lớp bảo
vệ cho kim loại không bị oxi hoá tiếp tục.

− Khi nung nóng, phần lớn kim loại chảy trong oxi. Ví dụ:


b) Phản ứng với halogen và các phi kim khác

− Với halogen: các kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng ngay ở t
o
thường. Các kim
loại khác phản ứng yếu hơn, phải đun nóng. Hợp chất tạo thành ở đó kim loại có hoá
trị cao:


− Với phi kim khác (yếu hơn) phải đun nóng :


c) Phản ứng với hiđro:

Kim loại kiềm và kiềm thổ phản ứng tạo hợp chất hiđrua kim loại dạng muối, ở đó
số oxi hoá của H là -1

d) Phản ứng với nước:

− Ở t
o
thường, chỉ có các kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng được với nước tạo
thành H
2
và hiđroxit kim loại. Một số kim loại yếu hơn tạo thành lớp bảo vệ hiđroxit
hoặc tạo thành axit.



− Ở nhiệt độ nóng đỏ, những kim loại đứng trước hiđro trong dãy thế điện hoá phản
ứng với hơi nước. Ví dụ:



e) Với axit thường (HCl, H
2
SO
4
loãng)

Phản ứng xảy ra dễ dàng khi:

− Kim loại đứng trước H
2
.

− Muối tạo thành phải tan

g) Với axit oxi hoá (HNO
3
, H
2
SO
4
đặc nóng)
Trừ Au và Pt, còn hầu hết các kim loại tác dụng được với HNO
3
(đặc hoặc loãng),
H
2
SO
4
(đặc, nóng),

− Với HNO
3
đặc:


(Khí duy nhất bay ra là NO
2
màu nâu).


104
− Với HNO

3
loãng:


Tuỳ theo độ mạnh của kim loại và độ loãng của axit, sản phẩm khí bay ra có thể là
N
2,
N
2
O, NO. Đối với kim loại mạnh và axit rất loãng, sản phẩm là NH
4
NO
3
.

Ví dụ:







− Với axit H
2
SO
4
đặc nóng.

Kim loại + H

2
SO
4
đ.n → muối + (H
2
S, S, SO
2
) + H
2
O.

Tuỳ theo độ mạnh của kim loại mà sản phẩm của sự khử S
+6
(trong H
2
SO
4
) là H
2
S,
S hay SO
2
.

Kim loại càng mạnh thì S
+6
bị khử về số oxi hoá càng thấp. Ví dụ:

Chú ý: Al và Fe bị thụ động hoá trong H
2
SO
4
đặc, nguội và HNO
3
đặc, nguội.
Nguyên nhân là do khi 2 kim loại này tiếp xúc với các axit đặc, nguội thì trên bề mặt
chúng có tạo lớp màng mỏng, đặc xít bảo vệ kim loại không bị axit tác dụng. Do đó,
trong thực tế người ta dùng các xitec bằng sắt để chuyên chở các axit trên.

h) Phản ứng với kiềm:

Một số kim loại đứng trước H
2
và hiđroxit của nó có tính lưỡng tính có thể phản
ứng với kiềm mạnh.

Ví dụ như Be, Zn, Al:


k) Phản ứng kim loại mạnh đẩy kim loại yếu khỏi hợp chất:

− Đẩy kim loại yếu khỏi dd muối. Ví dụ:

Những kim loại tác dụng mạnh với H
2
O như kim loại kiềm, kiềm thổ, khi gặp dd
nước thì trước hết phản ứng với H
2
O.

− Đẩy kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại).

Xảy ra ở t
o
cao, toả nhiều nhiệt làm nóng chảy kim loại:



Phương pháp này thường được dùng để điều chế các kim loại khó nóng chảy như
Cr, Mn, Fe…

IV. Dãy thế điện hoá của kim loại
1. Cặp oxi hoá - khử của kim loại.

Trong những điều kiện nhất định, cân bằng.



có thể xảy ra theo 1 chiều xác định.

Trong đó : Me là dạng khử,

Me
n+
là dạng oxi hoá.


105
Dạng oxi hoá và dạng khử của cùng một nguyên tố tạo thành cặp oxi hoá - khử
(oxh.kh).

Ví dụ:

Các cặp oxi hoá - khử : Fe
2+
.Fe, Cu
2+
.Cu, Al
3+
.Al.

2. Điện thế oxi hoá - khử.

Để đặc trưng cho khả năng oxi hoá - khử của một cặp oxi hoá - khử, người ta dùng
đại lượng gọi là điện thế oxi hoá - khử và ký hiệu E
oxh.kh
.

Khi nồng độ dạng oxi hoá và nồng độ dạng khử bằng 1mol/l ([oxh] = [kh] =
1mol/l), ta có thể oxi hoá - khử chuẩn
oxh.kh.

3. Ý nghĩa của dãy
thế điện hoá của kim
loại

a) Dự đoán chiều
phản ứng giữa 2 cặp
oxh - kh:

Khi cho 2 cặp oxh -
kh gặp nhau, dạng oxh
của cặp nằm ở bên phải
(có thế oxh - kh lớn
hơn) oxh được dạng khử
của cặp nằm ở bên trái.
Ví dụ:

Có 2 cặp oxh - kh : Zn
2+
.Zn và Fe
2+
.Fe phản ứng:



Có 2 cặp oxh - kh: Zn
2+
.Zn và Cu
2+

.Cu phản ứng:


b) Những kim loại đứng trước H (phía trái) đẩy được hiđro ra khỏi dd axit.

Ví dụ:



V. Hợp kim
1. Định nghĩa

Hợp kim là chất rắn thu được sau khi nung chảy một hỗn hợp nhiều kim loại khác
nhau hoặc hỗn hợp kim loại và phi kim.

2. Cấu tạo của hợp kim

Hợp kim thường được cấu tạo bằng các loại tinh thể:

a) Tinh thể hỗn hợp: Gồm những tinh thể của các đơn chất trong hỗn hợp ban đầu,
khi nóng chảy chúng không tan vào nhau.

b) Tinh thể dd rắn: Là những tinh thể được tạo thành sau khi nung nóng chảy các
đơn chất trong hỗn hợp tan vào nhau

c) Tinh thể hợp chất hoá học: Là tinh thể của những hợp chất hoá học được tạo ra
sau khi nung nóng chảy các đơn chất trong hỗn hợp.

3. Liên kết hoá học trong hợp kim:

Liên kết trong hợp kim chủ yếu là liên kết kim loại. Trong loại hợp kim có tinh thể
là hợp chất hoá học, kiểu liên kết là liên kết cộng hoá trị.

4. Tính chất của hợp kim:


106
Hợp kim có những tính chất hoá học tương tự tính chất của các chất trong hỗn hợp
ban đầu, nhưng tính chất vật lý và tính chất cơ học lại khác nhiều.

5. Ứng dụng:

Hợp kim được dùng nhiều trong:

− Công nghiệp chế tạo máy: chế tạo ôtô, máy bay, các loại máy móc…

− Công nghiệp xây dựng…

V. Ăn mòn kim loại và chống ăn mòn
1. Sự ăn mòn kim loại.

Sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng hoá học của môi trường xung quanh
gọi là sự ăn mòn kim loại.

Ăn mòn kim loại được chia thành 2 loại chính: ăn mòn hoá học và ăn mòn điện hoá.

a) Ăn mòn hoá học:

Ăn mòn hoá học là sự phá huỷ kim loại do kim loại phản ứng hoá học với chất khí
hoặc hơi nước ở nhiệt độ cao.

Đặc điểm của ăn mòn hoá học:

− Không phát sinh dòng điện.

− Nhiệt độ càng cao thì tốc độ ăn mòn càng nhanh.

Sự ăn mòn hoá học thường xảy ra ở:

− Những thiết bị của lò đốt.

− Những chi tiết của động cơ đốt trong.

− Những thiết bị tiếp xúc với hơi nước ở nhiệt độ cao.

Ví dụ:


Bản chất của ăn mòn hoá học là quá trình oxi hoá - khử, trong đó các electron của
kim loại chuyển trực tiếp sang môi trường tác dụng:


b) Ăn mòn điện hoá:

Ăn mòn điện hoá là sự phá huỷ kim loại do kim loại tiếp xúc với dd chất điện li tạo
nên dòng điện.

Cơ chế ăn mòn điện hoá:

Những kim loại dùng trong đêi sống và kỹ thuật thường ít nhiều có lẫn tạp chất

(kim loại khác hoặc phi kim), khi tiếp xúc với môi trường điện li (như hơi nước có hoà
lẫn các khí CO
2
, NO
2
, SO
2
,…hoặc nước biển, …) sẽ xảy ra quá trình ăn mòn điện hoá.

Xét cơ chế ăn mòn sắt có lẫn đồng trong không khí ẩm có hoà tan H
+
, O
2
, CO
2
,
NO
2
,…tạo thành môi trường điện li.

Sắt có lẫn đồng tiếp xúc với môi trường điện li tạo thành 1 pin, trong đó Fe là kim
loại hoạt động hơn là cực âm, Cu là cực dương.


− Ở cực âm: Fe bị oxi hoá và bị ăn mòn.


Ion Fe
2+
tan vào môi trường điện li, trên sắt dư e. Các

e dư này chạy sang Cu (để giảm bớt sự chênh lệch điện
tích âm giữa thanh sắt và đồng).

− Ở cực dương: Xảy ra quá trình khử ion H
+
và O
2
.

Ion H
+
và O
2
trong môi trường điện li đến miếng Cu thu e: