Tóm tắt kiến thức Hóa học 12 - Cấn Văn Thắm

và IIA :: nguyên tố s.
- Nhóm IIIA ( trừ Bo) , một phần của các nhóm IVA, VA, VIA : Kim loại này là nguyên tố p.
- Các nhóm B ( từ IB đến VIIIB) : kim loại chuyển tiếp, chúng là nguyên tố d.
- Họ lantan và actini : kim loại hai họ này là nguyên tố f .
II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI:
1. Tính chất chung
a. Tính dẻo:
- Khi tác dụng một lực đủ mạnh lên một vật bằng KL nó bị biến dạng.
- Nguyên nhân: Khi tác dụng một lực thì các mạng tinh thể trượt lên nhau, nhưng nhờ các e tự do chuyển động qua lại giữa các lớp mạng mà chúng không tách rời nhau.
b. Tính dẫn điện:
- Nối đầu KL với 1 nguồn điện thì kim loại cho dòng điện chạy qua.
Do các e tự do chuyển động thành dòng.
Lưu ý:
+ Các KL khác nhau thì chúng dẫn điện khác nhau.
+ Khi nhiệt độ càng cao thì khả năng dẫn điện càng giảm.
c. Tính dẫn nhiệt:
- Khi KL bị đun nóng các e tự do chuyển động nhanh va chạm vào các Ion(+) và truyền năng lượng cho các Ion có năng lượng thấp hơn.
d. Ánh kim:
- Các e tự do có khả năng phản xạ các ánh sáng và bước sóng mà mắt nhìn thấy được.
Kết luận: Các e tự do là thành phần cơ bản gây nên tính chất vật lý chung của kim loại.
2.Tính chất vật lý riêng của kim loại:
a- Tỉ khối: Các KL có tỷ khối khác nhau (nặng, nhẹ khác nhau) 
* d<5 kim loại nhẹ.
VD: K, Na, Mg, Al
* d>5 kim loại nặng
VD: Fe, Pb, Ag
b- Độ cứng:
Các kim loại có độ cứng khác nhau
- Kim loại mềm: Na, K
- Kim loại cứng: Cr, W
c- Nhiệt độ nóng chảy:
- Các kim loại có nhiệt độ nóng chảy khác nhau
VD: t0nc W = 34100C
t0nc Hg = -390C
Nguyên nhân do: R ¹ và Z + khác
III- TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI:
Kim loại dễ nhường e
M ==> Mn+ + ne
==> kim loại thể hiện tính khử mạnh nên tác dụng với chất oxi hóa ((PK, dd axit, dd muối)
1- Tác dụng với PK: (O2, Cl, S, P ...)
a- Với oxi ==> ôxit KL
4M + nO2 ==> 2M2On
VD: 2Al + 3/2 O2 ==> Al2O3
b-Tác dụng với phi kim khác ==> Muối không có Oxy
Cu + Cl2 ==> CuCl2
2Fe + 3Cl2 ==> 2FeCl3
Lưu ý: Trừ Au, Pt
- Kim loại trong muối có mức oxh cao nhất
- Fe, Al, Cu không tác dụng HNO3, H*2SO4 đặc nguội
- HNO3 đặc ==> NO2
VD: Fe + 4HNO3 ==> Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
3- Tác dụng với dung dịch muối:
a- TN: Cho Fe + dd CuSO4
Hiện tượng: Cu có màu đỏ bám vào Fe. Dung dịch có màu xanh lục
PTPU: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu
b- TN: Cu + dd AgNO3
Hiện tượng: Ag tạo thành bám vào Cu. Dd có màu xanh thẩm
PTPU: 2AgNO3 + Cu = Cu(NO3)2 + 2Ag
2Ag+ + Cu = Cu2+ + 2Ag
Nhận xét:
- Kim loại đứng trước có thể đẩy kim loại đứng sau ra khỏi dung dịch muối của nó.
- Lưu ý: Trừ kim loại tác dụng được với nước như: Na; K; Ca; Ba
4- Tác dụng với nước:
* Ở nhiêt độ thường: Gồm có Kim loại IA và 1 phần IIA . 
2Na + 2H2O ==> 2NaOH + 4H2 
* Kim loại trung bình như Zn, Fe... khử được hơi nước ở nhiệt độ cao .
3Fe + 4H2O ==> Fe3O4 + 4H2
* Kim loại yếu như Cu, Ag, Hg... không khử được H2O, dù nhiệt độ cao.
B. HỢP KIM
I. Định nghĩa: Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi kim khác 
II. Tính chất hợp kim: phụ thuộc vào thành phần các đơn chất tham gia cấu tạo mạng tinh thể hợp kim.
* Hóa tính tương tự.
* Lí tính và tính chất cơ học thì khác nhiều.
III.Ứng dụng của hợp kim:Xem SGK
Bài 20: DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI
I. Khái niệm về cặp oxi hoá khử
-Chất oxi hoá và chất khử của cùng 1 nguyên tố tạo nên cặp oxi hoá-khử. Cặp oxi hoá khử của các kim loại trên được viết như sau :
Fe2+/Fe ; Cu2+/Cu ; Ag+/Ag.
Tổng quát: Mn+/M
II. Pin điện hoá
1. Khái niệm về pin điện hóa, suất điện động và thế điện cực:
* Điện cực Zn (cực âm) là nguồn cung cấp e, Zn bị oxi hoá thành Zn2+ tan vào dung dịch:
Zn ==> Zn2+ + 2e
* Điện cực Cu (cực dương) các e đến cực Cu, ở đây các ion Cu2+ bị khử thành kim loại Cu bám trên bề mặt lá đồng.
Cu2+ + 2e ==> Cu
2. Cơ chế phát sinh dũng điện:
* Cầu muối trái: Cation NH4+ ( hoặc K+) di chuyển sang cốc đựng dung dịch CuSO4
* Cầu muối phải: các cation NO3– 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.
* 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+
Oxh Kh Kh. yếu Oxh yếu 
3.Nhận xét
– 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.
III. Thế điện cực chuẩn của kim loại 
1. Điện cực hidro chuẩn:
*Cấu tạo:
- Điện cực platin.
- Điện cực nhúng vào dd axit H+ 1 M.
*Cách xác định thế điện cực chuẩn hiđro chuẩn.
- Cho dòng khí H2 có p =1 atm liên tục đi qua dd axit để bột Pt hấp thụ khí H2.
- Qui ước thế điện cực hiđro chuẩn cặp oxi hoá khử H+/H2 là 0,00 V ; E0 (H+/H2)= 0,00 V
2. Thế điện cực chuẩn của kim loại:
- Thiết lập pin điện hoá gồm: điện cực chuẩn của kim loại ở bên phải, điện cực chuẩn của hiđro ở bên trái vôn kế ==>hiệu số điện thế lớn nhất giữa hai điện cực chuẩn. Nếu điện cực kim loại là cực âm → E00.
- Hiđro là điện cực dương (+): 2H+ + 2e ==>? H2
- Kẽm là điện cực âm ( –) : Zn ==>? Zn2+ + 2e
* Vôn kế chỉ số 0,76 V.
Cho biết hiệu số điện thế lớn nhất giữa 2 điện cực chuẩn của cặp Zn2+/Zn và H+/H2.
Ký hiệu: E0(Zn2+/Zn)= –0,76 V.
* Xác định thế điện cực chuẩn cặp Ag+/Ag :
Các phản ứng xảy ra: 
– Ag là cực dương (catot): Ag+ + e ==> Ag
– Hidro là cực âm (anot) : H2 ==> 2H+ + 2e
Phản ứng xảy ra trong pin: 2Ag+ + H2 ==>2Ag + 2H+
IV. Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại: Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại là dãy sắp xếp các kim loại theo thứ tự tăng dần thế điện cực chuẩn 
V. Ý nghĩa của dãy thế điện cực chuẩn của kim loại:
1. So sánh tính oxihóa–khử: 
- Trong dung môi nước, thế điện cực chuẩn của kim loại E càng lớn thì tính oxihóa của cation Mn+ càng mạnh và tính khử của kim loại M càng yếu.
- Ngược lại thế điện cực chuẩn của kim loại càng nhỏ thì tính oxihóa của cation càng yếu và tính khử của kim loại càng mạnh.
2. Xác định chiều của phản ứng oxihóa –khử: 
Cu2+/Cu (E0 = +0,34V) và Ag+/Ag ( E0 = +0,80V) thấy:
– ion Cu2+ có tính oxi hóa yếu hơn ion Ag+.
– kim loại Cu có tính khử mạnh hơn Ag.
– Cặp oxihóa–khử Cu2+/Cu có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn của cặp oxihóa –khử Ag+/Ag.
Kết luận : Cation kim loại trong cặp oxihóa–khử có thế điện cực chuẩn lớn hơn có thể oxihóa được kim loại trong cặp có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn.
3. Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa: 
- Suất điện động chuẩn của pin điện hóa (E0pin) bằng thế điện cực chuẩn của cực dương trừ đi thế điện cực chuẩn của cực âm. Sức điện động của pin điện hóa luôn là số dương.
4. Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxihóa–khử:
Bài 22: SỰ ĐIỆN PHÂN
I. KHÁI NIỆM :
- Sự điện phân là quá trình oxi hóa khử xảy ra trên bề mặt các điện cực khi có dòng điện một chiều đi qua chất điện li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li.
II. SỰ ĐIỆN PHÂN CÁC CHẤT ĐIỆN LI
1. Sự điện phân NaCl nóng chảy
- Khi có dòng điện một chiều chạy qua.
- Cực dương (anot) diễn ra sự oxi hóa.
- Cực âm (catot) diễn ra sự khử.
- Quá trình oxi hoá-khử được biểu diễn
2. Sự điện phân dd CuSO4:
a) Điện phân dd CuSO4 với các điện cực trơ ( graphit)
* Bình điện phân là ống chữ U, 2 điện cực bằng graphit, một điện cực âm và một điện cực dương, dd chất điện phân là CuSO4.
* Khi cho dòng điện một chiều đi qua (có hiệu điện thế ³ 1,3 V) có hiện tượng:
- ở catot: kim loại Cu bám vào điện cực.( cực õm)
- ở anot: Bọt khí O2 thoát ra. ( cực dương )
Nhấn vào đây để xem kích thước đầy đủ của ảnh !
III. ỨNG DỤNG CỦA SỰ ĐIỆN PHÂN 
1. Điều chế kim loại.
2. Điều chế một số phi kim (H2 ; O2...)
3. Điều chế một số loại hợp chất (KMnO4, NaOH, H2O, nước giaven...)
4. Tinh chế một số kim loại: Cu, Pb, Zn, Fe, Ag, Au...
5. Mạ điện...
Bài 23: SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
I- KHÁI NIỆM:
- Ăn mòn kim loại là sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường.
M ==> Mn+ + ne
II- HAI DẠNG ĂN MÒN KIM LOẠI:
1. Sự ăn mòn hoá học
- Bản chất của sự ăn mòn hoá học là quá trình oxi hoá khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường.
- Thí dụ:
3Fe + 4H2O ==> Fe3O4 + 4 H2 
2Fe + 3 Cl2 ==> 2 FeCl3
3 Fe + 2 O2 ==> Fe3O4
2. Ăn mòn điện hoá học:
a – Khái niệm về Ăn mòn điện hoá học:
- Ăn mòn điện hóa học là quá trình oxi hóa – khử , trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương.
b – Điều kiện xảy ra ăn mòn điện hoá học :
* Các điện cực phải khác nhau về bản chất :
- kim loại – kim loại.
- kim loại – phi kim.
- kim loại – hợp chất hóa học.
* Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau qua dây dẫn.
* Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li.
c- Ăn mòn điện hóa học hợp kim của sắt ( gang , thép) trong không khí ẩm :
==>Ion Fe2+ tiếp tục bị oxi hóa dưới tác dụng của ion OH– tạo ra gỉ sắt có thành phần chủ yếu là Fe2O3.nH2O
Bài 24: ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
I. NGUYÊN TẮC ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI.
Thực hiện sự khử : Mn+ + ne ==> M
II. PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
1.Phương pháp thuỷ luyện
- Dùng hoá chất thích hợp như H2SO4, NaOH, NaCN tách hợp chất của kim loại ra khỏi quặng. Sau đó dùng chất khử để khử ion kim loại thành kim loại tự do
- Phương pháp này dùng để điều chế kim loại yếu.
2. Phương pháp nhiệt luyện
- Cơ sở: Khử những ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao bằng các chất khử như: C, CO, H2 hoặc AL, KL kiềm, KL kiềm thổ.
- Dùng trong CN, để điều chế những kim loại hoạt động trung bình.
3. Phương pháp điện phân.
- Phương pháp điện phân dùng năng lượng của dòng điện để gây ra sự biến đổi hoá học, đó là phản ứng oxi hoá - khử. Trong sự điện phân, tác nhân khử là cực (–) mạnh hơn nhiều lần tác nhân khử là chất ho