Trường THPT Hướng Hoá gv: Lý Chí Thành
PHẦN HAI
HÓA HỌC VÔ CƠ
CHƯƠNG VII
ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI
I. PHẦN LÍ THUYẾT
1. VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG HỆ THỐNG
TUẦN HOÀN. CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI
1. Vị trí
- Phân nhóm chính nhóm I, II
- Phân nhóm phụ nhóm I đến nhóm VII
- Họ Lantannit và họ actinit
- Một phần các phân nhóm chính III, IV, V, VI
2. Cấu tạo của nguyên tử kim loại
1. Nguyên tử của hầu hết kim loại đều có ít electron (1, 2 hoặc 3e) ở phần lớp ngoài
cùng.
2. Trong cùng chu kỳ nguyên tử của nguyên tố kim loại có bán kính nguyên tử lớn hơn
và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với
nguyên tử của nguyên tố phi kim.
3. Cấu tạo của đơn chất kim loại
- Tinh thể kim loại có cấu tạo mạng
- Mạng tinh thể gồm ion dương dao động ở các nút mạng
- Các electron tự do chuyển động.
4. Liên kết kim loại
Liên kết kim loại là liên kết sinh ra do các electron tự do gắn với các ion dương kim loại
với nhau.
2. TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI
1. Tính chất vật lí chung
- Tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt có ánh kim
Những tính chất vật lí chung của kim loại nói trên là do các electron tự do trong kim loại
gây ra.

2
: 2Fe + 3Cl
2
= 2FeCl
3
2M + nCl
2
= 2MCl
n
b. Tác dụng với axit
- Dung dịch HCl, H
2
SO
4
loãng
Nhiều kim loại khử được ion H
+
thành H
2
Zn + 2H
+
= Zn
2+
+ H
2
↑
- Dung dịch HNO
3
, H
2

do.
Ví dụ: Fe + CuSO
4
= FeSO
4
+ Cu↓
Hay Fe + Cu
2+
= Fe
2+
+ Cu
4. DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI
Là một dãy những cặp oxi hóa khử được sắp xếp theo chiều tăng tính chất oxi hóa của
các ion kim loại và chiều giảm tính chất khử của kim loại.
Tính chất oxi hóa của ion kim loại tăng.
Tính chất khử của kim loại giảm.
Ý nghĩa:
- Cho phép ta dự đoán được chiều phản ứng giữa hai cặp oxi hóa khử.
- Chất oxi hóa mạnh nhất sẽ oxi hóa chất khử mạnh nhất, sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và
chất khử yếu hơn.
Zn
Chất khử
mạnh
+
Cu
2+
Chất oxi
hóa
mạnh
=

6. ĂN MÒN KIM LOẠI VÀ CHỐNG ĂN MÒN
KIM LOẠI
1. Sự ăn mòn kim loại
Sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng hóa học của môi trường xung quanh gọi
là sự ăn mòn kim loại
M - ne → M
n+
a. Ăn mòn hóa hoc
Ăn mòn hóa học là sự phá hủy kim loại do kim loại phản ứng hóa học với chất khí hoặc
hơi nước ở nhiệt độ cao.
Sự ăn mòn thường xảy ra ở những thiết bị của lò đốt, chi tiết của động cơ đốt trong hoặc
thiết bị tiếp xúc với hơi H
2
O ở nhiệt độ cao.
Ví dụ:
3Fe + 2H
2
O

0
t
=

Fe
3
O
4
+ 4H
2
↑

2
, C, Al... để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao.
Ví dụ:
Fe
2
O
3
+ 3CO =2Fe + 3CO
2
Phương pháp này dùng để điều chế những kim loại đứng sau Al trong dãy Bekêtôp
c. Phương pháp điện phân
Dùng dòng điện 1 chiều trên catôt (cực âm) để khử ion kim loại trong hợp chất.
Ví dụ:
- Điện phân muối CaCl
2
nóng chảy
Catôt ← CaCl
2
nóng chảy → anôt
Ca
2+
Cl
-
Ca
2+
+ 2e = Ca 2Cl
-
- 2e = Cl
2
CaCl

2
O
4M + O
2
= 2M
2
O
Với Clo: 2Na + Cl
2
= 2NaCl
2M + Cl
2
= 2MCl
b. Tác dụng với axit
Natri dễ khử H
+
trong dung dịch axit thành H
2
tự do.
2Na + 2HCl = 2NaCl + H
2
↑
2Na + H
2
SO
4
= Na
2
SO
4

Natri tác dụng với dung dịch CuSO
4
+ Na tác dụng với H
2
O trong dung dịch
2Na + 2H
2
O = 2NaOH + H
2
↑
2NaOH + CuSO
4
= Cu(OH)
2
↓ + Na
2
SO
4
3. Điều chế kim loại kiềm
Nguyên tắc: Khử các ion kim loại kiềm
M
+
+ 1e = M
Điện phân muối halogenua hoặc Hiđroxit của chúng ở dạng nóng chảy.
2NaCl
ñieän phaân
nc
→
2Na + Cl
2

2
= NaHCO
3
2NaOH + CO
2
= Na
2
CO
3
+ H
2
O
Nếu tỉ lệ mol
2
NaOH
CO
≤ 1 tạo muối NaHCO
3
Nếu tỉ lệ mol
2
NaOH
CO
≥ 2 tạo muối Na
2
CO
3
Tỉ lệ mol
2
NaOH
CO

2
O Cl
-
, H
2
O
2H
2
O + 2e → H
2
+ 2OH
-
2Cl
-
- 2e → Cl
2
Phương trình điện phân dung dịch NaCl
2NaCl + H
2
O
ñieän phaân
→
H
2
+ Cl
2
+ 2NaOH
2. Muối của kim loại Natri
- Natri clorua: NaCl