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

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:


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
.


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
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:



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.

.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:



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

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: