Lý thuyết trọng tâm

I. Tính chất vật lý

Ở điều kiện thường, các kim loại đều có những tính chất vật lý chung: tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt và ánh kim. Các tính chất này được giải thích dựa vào cấu tạo tinh thể và liên kết kim loại.

1. Tính dẻo

a) Biểu hiện

Kim loại có khả năng:

• Dễ rèn, dễ cán
• Dễ dát mỏng thành lá, tấm
• Dễ kéo thành sợi, dây

Đây là tính chất khác biệt so với phi kim và các hợp chất ion (thường giòn, dễ vỡ).

b) Nguyên nhân

Khi thanh kim loại chịu tác dụng của lực (rèn, cán, kéo,…), các lớp ion dương kim loại trong mạng tinh thể có thể trượt lên nhau mà không tách rời nhau.

Giải thích: Các electron tự do trong mạng tinh thể chuyển động theo, tiếp tục liên kết các ion dương kim loại lại với nhau → tinh thể chỉ bị biến dạng mà không bị phá vỡ.

c) Ứng dụng

Thông tin thú vị: Vàng có tính dẻo cao nhất, có thể dát được thành lá vàng mỏng tới khoảng 8 nm.

2. Tính dẫn điện

a) Biểu hiện

Tất cả các kim loại đều có khả năng dẫn điện. Khi đặt một hiệu điện thế vào hai đầu thanh kim loại, thanh kim loại trở thành vật dẫn điện.

b) Nguyên nhân

Dưới tác dụng của điện trường, các electron tự do trong mạng tinh thể sẽ di chuyển có hướng (từ cực âm về cực dương) → tạo thành dòng điện.

c) Thứ tự khả năng dẫn điện

$$Ag > Cu > Au > Al > Fe > …$$

• Bạc (Ag) là kim loại dẫn điện tốt nhất
• Tuy nhiên, đồng (Cu) và nhôm (Al) được sử dụng phổ biến hơn do giá thành rẻ hơn

d) Ứng dụng

• Sản xuất dây dẫn điện (Cu, Al)
• Chế tạo các thiết bị điện, linh kiện điện tử
• Làm công tắc, cầu dao điện

Lưu ý: Khi nhiệt độ tăng, các ion dương dao động mạnh hơn → cản trở sự di chuyển của electron → tính dẫn điện giảm.

3. Tính dẫn nhiệt

a) Biểu hiện

Các kim loại đều có khả năng dẫn nhiệt tốt. Khi đốt nóng một đầu thanh kim loại, nhiệt sẽ lan truyền nhanh chóng đến toàn bộ thanh.

b) Nguyên nhân

Khi đốt nóng một đầu thanh kim loại:

• Các electron tự do ở vùng nhiệt độ cao có động năng lớn
• Khi di chuyển về vùng nhiệt độ thấp, electron va chạm với các ion dương ở nút mạng
• Một phần động năng được truyền cho các ion dương → làm kim loại nóng lên

c) Đặc điểm

Kim loại dẫn điện tốt thường cũng dẫn nhiệt tốt (do cùng cơ chế electron tự do).

d) Ứng dụng

4. Ánh kim

a) Biểu hiện

Kim loại có vẻ sáng lấp lánh đặc trưng, gọi là ánh kim.

b) Nguyên nhân

Các electron tự do trong tinh thể kim loại có khả năng phản xạ hầu hết các tia sáng nhìn thấy được khi chiếu vào bề mặt kim loại → tạo ra vẻ sáng lấp lánh.

c) Lưu ý thực tế

Trong thực tế, nhiều kim loại không thể hiện rõ ánh kim vì bề mặt bị bao phủ bởi lớp oxide. Ví dụ:

• Sắt bị phủ lớp gỉ sắt ($Fe_2O_3$)
• Nhôm bị phủ lớp $Al_2O_3$

d) Ứng dụng

• Làm đồ trang sức (Au, Ag, Pt)
• Trang trí nội thất
• Làm gương soi (tráng bạc hoặc nhôm)

5. Một số tính chất vật lý riêng

Ngoài các tính chất chung, mỗi kim loại còn có những tính chất riêng biệt:

a) Khối lượng riêng

Phân loại:

• Kim loại nhẹ: D < 5 g/cm³ (Li, Na, K, Mg, Al,…)
• Kim loại nặng: D ≥ 5 g/cm³ (Fe, Cu, Ag, Au, Pb,…)

b) Nhiệt độ nóng chảy

c) Độ cứng

6. Bảng tổng hợp tính chất vật lý

II. Tính chất hóa học

1. Tính chất hóa học chung

Các nguyên tử kim loại có đặc điểm:

• Số electron lớp ngoài cùng ít (1, 2, 3)
• Bán kính nguyên tử lớn
• Độ âm điện nhỏ

→ Kim loại dễ nhường electron để trở thành cation

$$\boxed{M \rightarrow M^{n+} + ne}$$

Kết luận: Tính chất hóa học chung của kim loại là tính khử.

Đánh giá mức độ hoạt động: Ở điều kiện chuẩn, mức độ hoạt động hóa học của kim loại được đánh giá thông qua thế điện cực chuẩn ($E^o$) của cặp oxi hóa – khử tương ứng.

• $E^o$ càng âm → tính khử càng mạnh
• $E^o$ càng dương → tính khử càng yếu

2. Tác dụng với phi kim

a) Tác dụng với oxygen

Đặc điểm: Hầu hết các kim loại (trừ Au, Ag, Pt) đều phản ứng với oxygen tạo thành oxide.

Phương trình tổng quát:

$$4M + nO_2 \xrightarrow{t^o} 2M_2O_n$$

Ví dụ:

$$4Al + 3O_2 \xrightarrow{t^o} 2Al_2O_3$$

$$2Mg + O_2 \xrightarrow{t^o} 2MgO$$

$$3Fe + 2O_2 \xrightarrow{t^o} Fe_3O_4$$

Hiện tượng: Các phản ứng thường tỏa nhiệt mạnh, kim loại cháy sáng.

Ứng dụng: Phản ứng đốt cháy bột nhôm, bột magnesium được ứng dụng trong sản xuất pháo hoa (do cháy sáng mạnh và tỏa nhiều nhiệt).

b) Tác dụng với chlorine

Đặc điểm: Hầu hết các kim loại đều phản ứng với khí chlorine khi đun nóng, tạo muối chloride tương ứng.

Phương trình tổng quát:

$$2M + nCl_2 \xrightarrow{t^o} 2MCl_n$$

Ví dụ:

$$2Na + Cl_2 \xrightarrow{t^o} 2NaCl$$

$$2Fe + 3Cl_2 \xrightarrow{t^o} 2FeCl_3$$

$$Cu + Cl_2 \xrightarrow{t^o} CuCl_2$$

Lưu ý: Sắt tác dụng với $Cl_2$ tạo $FeCl_3$ (không phải $FeCl_2$) vì $Cl_2$ là chất oxi hóa mạnh, oxi hóa Fe lên số oxi hóa cao nhất (+3).

Hiện tượng: Dây sắt nóng đỏ cháy mạnh trong khí chlorine tạo ra khói màu nâu chứa $FeCl_3$.

c) Tác dụng với lưu huỳnh (sulfur)

Đặc điểm: Nhiều kim loại có thể khử lưu huỳnh khi đun nóng (trừ thủy ngân phản ứng ngay ở nhiệt độ thường).

Phương trình tổng quát:

$$2M + nS \xrightarrow{t^o} M_2S_n$$

Ví dụ:

$$2Al + 3S \xrightarrow{t^o} Al_2S_3$$

$$Fe + S \xrightarrow{t^o} FeS$$

$$Hg + S \rightarrow HgS$$ (phản ứng ở nhiệt độ thường)

Lưu ý: Sắt tác dụng với S chỉ tạo $FeS$ (không phải $Fe_2S_3$) vì S là chất oxi hóa yếu hơn $Cl_2$.

Ứng dụng thực tiễn: Phản ứng giữa Hg và S được dùng để thu hồi thủy ngân khi bị đổ vỡ nhiệt kế (rắc bột lưu huỳnh lên vùng có thủy ngân).

d) Bảng tổng hợp phản ứng với phi kim

3. Tác dụng với nước

a) Điều kiện phản ứng

Dựa vào thế điện cực chuẩn, kim loại M phản ứng được với nước ở điều kiện chuẩn khi:

$$E^o_{M^{n+}/M} < E^o_{H_2O/H_2, OH^-} = -0,414 \text{ V}$$

b) Kim loại tác dụng được với nước

Các kim loại có $E^o < -0,414$ V: K, Ca, Na, Mg, Al,… (các kim loại nhóm IA, IIA)

Tuy nhiên, trong thực tế:

• K, Na, Ca, Ba: Phản ứng mạnh với nước ở nhiệt độ thường
• Mg: Phản ứng chậm với nước nóng
• Al: Không phản ứng với nước do có lớp $Al_2O_3$ bảo vệ

c) Phương trình phản ứng

Tổng quát:

$$2M + 2nH_2O \rightarrow 2M(OH)_n + nH_2$$

Ví dụ:

$$2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2$$

$$Ca + 2H_2O \rightarrow Ca(OH)_2 + H_2$$

$$2K + 2H_2O \rightarrow 2KOH + H_2$$

d) Giải thích bằng thế điện cực chuẩn

Xét phản ứng: $2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2$

Vì $E^o_{Na^+/Na} = -2,713$ V $<$ $E^o_{H_2O/H_2, OH^-} = -0,414$ V

→ Na khử được $H_2O$ → Phản ứng xảy ra ở điều kiện chuẩn.

4. Tác dụng với dung dịch acid

a) Với dung dịch HCl, $H_2SO_4$ loãng

Điều kiện phản ứng:

Kim loại M phản ứng được với HCl, $H_2SO_4$ loãng ở điều kiện chuẩn khi:

$$E^o_{M^{n+}/M} < E^o_{2H^+/H_2} = 0 \text{ V}$$

Kim loại phản ứng được: Các kim loại đứng trước H trong dãy điện hóa (K, Na, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb,…)

Kim loại KHÔNG phản ứng: Cu, Hg, Ag, Pt, Au (các kim loại có $E^o > 0$)

Phương trình tổng quát:

$$M + nHCl \rightarrow MCl_n + \frac{n}{2}H_2$$

$$2M + nH_2SO_4 \text{(loãng)} \rightarrow M_2(SO_4)_n + nH_2$$

Ví dụ:

$$Zn + H_2SO_4 \text{(loãng)} \rightarrow ZnSO_4 + H_2$$

$$Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2$$

$$2Al + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2$$

b) Giải thích bằng thế điện cực chuẩn

Xét phản ứng: $Zn + H_2SO_4 \text{(loãng)} \rightarrow ZnSO_4 + H_2$

Vì $E^o_{Zn^{2+}/Zn} = -0,762$ V $<$ $E^o_{2H^+/H_2} = 0$ V

→ Zn khử được $H^+$ → Phản ứng xảy ra.

c) Với dung dịch $H_2SO_4$ đặc, $HNO_3$

Đặc điểm:

• $H_2SO_4$ đặc và $HNO_3$ là các acid có tính oxi hóa mạnh
• Chất oxi hóa là $S^{+6}$ (trong $H_2SO_4$ đặc) hoặc $N^{+5}$ (trong $HNO_3$)
• Sản phẩm khử không phải $H_2$

Kim loại phản ứng: Hầu hết các kim loại (trừ Pt, Au)

Sản phẩm khử:

• $H_2SO_4$ đặc → $SO_2$ (có thể có S, $H_2S$ với kim loại mạnh)
• $HNO_3$ đặc → $NO_2$
• $HNO_3$ loãng → NO (có thể có $N_2O$, $N_2$, $NH_4^+$ với kim loại mạnh)

Ví dụ:

$$Cu + 2H_2SO_4 \text{(đặc)} \xrightarrow{t^o} CuSO_4 + SO_2 + 2H_2O$$

$$3Cu + 8HNO_3 \text{(loãng)} \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO + 4H_2O$$

$$Cu + 4HNO_3 \text{(đặc)} \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 + 2H_2O$$

Chú ý: Al, Fe, Cr bị thụ động hóa trong $HNO_3$ đặc nguội và $H_2SO_4$ đặc nguội (do tạo lớp oxide bảo vệ).

5. Tác dụng với dung dịch muối

a) Điều kiện phản ứng

Kim loại hoạt động mạnh hơn có thể đẩy kim loại hoạt động yếu hơn ra khỏi dung dịch muối.

Điều kiện:

• Kim loại M phải có $E^o$ nhỏ hơn kim loại trong muối
• Kim loại M không tác dụng với nước (nếu không sẽ phản ứng với nước trước)

b) Phương trình tổng quát

$$M + M’^{n+} \rightarrow M^{n+} + M’$$

(với $E^o_{M^{n+}/M} < E^o_{M’^{n+}/M’}$)

c) Ví dụ

$$Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu$$

$$Cu + 2AgNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2Ag$$

$$Zn + FeSO_4 \rightarrow ZnSO_4 + Fe$$

d) Giải thích bằng thế điện cực chuẩn

Xét phản ứng: $Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu$

Vì $E^o_{Fe^{2+}/Fe} = -0,440$ V $<$ $E^o_{Cu^{2+}/Cu} = +0,340$ V

→ Fe khử được $Cu^{2+}$ → Phản ứng xảy ra.

Hiện tượng: Đinh sắt bị bao phủ bởi lớp đồng màu đỏ, dung dịch nhạt màu xanh dần.

6. Bảng tổng hợp tính chất hóa học

Phương pháp giải bài tập

Dạng 1: Giải thích tính chất vật lý của kim loại

Phương pháp:

Dựa vào cấu tạo tinh thể kim loại và đặc điểm của liên kết kim loại (electron tự do) để giải thích.

Ví dụ minh họa:

Câu hỏi: Vì sao kim loại có tính dẫn điện?

Giải:

Trong tinh thể kim loại, các electron hóa trị tự do có thể di chuyển trong toàn bộ mạng tinh thể.

Khi đặt một hiệu điện thế vào hai đầu thanh kim loại, các electron tự do sẽ di chuyển có hướng (từ cực âm về cực dương) → tạo thành dòng điện.

→ Kim loại có tính dẫn điện.

Dạng 2: Viết phương trình phản ứng của kim loại

Phương pháp:

Bước 1: Xác định loại phản ứng (với phi kim, nước, acid, muối)

Bước 2: Xác định số oxi hóa của kim loại trong sản phẩm

• Với $Cl_2$ (chất oxi hóa mạnh): số oxi hóa cao
• Với S (chất oxi hóa yếu): số oxi hóa thấp
• Với HCl, $H_2SO_4$ loãng: số oxi hóa thấp
• Với $H_2SO_4$ đặc, $HNO_3$: số oxi hóa cao

Bước 3: Viết và cân bằng phương trình

Ví dụ minh họa:

Câu hỏi: Viết phương trình phản ứng của Fe với: (a) $Cl_2$; (b) S; (c) HCl; (d) $H_2SO_4$ đặc nóng.

Giải:

a) $Cl_2$ là chất oxi hóa mạnh → Fe lên số oxi hóa +3: $$2Fe + 3Cl_2 \xrightarrow{t^o} 2FeCl_3$$

b) S là chất oxi hóa yếu → Fe lên số oxi hóa +2: $$Fe + S \xrightarrow{t^o} FeS$$

c) HCl là acid không có tính oxi hóa mạnh → Fe lên số oxi hóa +2: $$Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2$$

d) $H_2SO_4$ đặc là chất oxi hóa mạnh → Fe lên số oxi hóa +3: $$2Fe + 6H_2SO_4 \text{(đặc)} \xrightarrow{t^o} Fe_2(SO_4)_3 + 3SO_2 + 6H_2O$$

Dạng 3: Xác định kim loại phản ứng dựa vào thế điện cực chuẩn

Phương pháp:

Ví dụ minh họa:

Câu hỏi: Cho thế điện cực chuẩn của các cặp:

a) Ở điều kiện chuẩn, kim loại nào khử được $H^+$ thành $H_2$?

b) Ở điều kiện chuẩn, ion kim loại nào oxi hóa được Fe thành $Fe^{2+}$?

Giải:

a) Kim loại khử được $H^+$ khi $E^o < 0$ V: → Fe, Na, Mg (có $E^o$ âm)

b) Ion kim loại oxi hóa được Fe khi $E^o$ của cặp đó lớn hơn $E^o_{Fe^{2+}/Fe} = -0,440$ V: → $Cu^{2+}$, $Ag^+$ (có $E^o > -0,440$ V)

Dạng 4: Bài tập tính toán

Phương pháp:

Bước 1: Viết phương trình phản ứng

Bước 2: Tính số mol các chất đã biết

Bước 3: Dựa vào tỉ lệ mol trong phương trình để tính các đại lượng cần tìm

Ví dụ minh họa:

Câu hỏi: Hòa tan hết 1,308 g kim loại R (hóa trị II) vào dung dịch $H_2SO_4$ loãng, thu được 495,8 mL khí $H_2$ (25°C, 1 bar). Xác định kim loại R.

Giải:

Phương trình phản ứng: $$R + H_2SO_4 \rightarrow RSO_4 + H_2$$

Tính số mol $H_2$: $$n_{H_2} = \frac{PV}{RT} = \frac{1 \times 0,4958}{0,0831 \times 298} = 0,02 \text{ mol}$$

Theo phương trình: $n_R = n_{H_2} = 0,02$ mol

Khối lượng mol của R: $$M_R = \frac{1,308}{0,02} = 65,4 \text{ g/mol}$$

→ Kim loại R là Zn (kẽm).

ThS. Lê Thị Mai Nhi

(Người kiểm duyệt, ra đề)

Chức vụ: Trưởng ban biên soạn môn Hoá Học THPT

Trình độ: Thạc sĩ Hóa học, Chứng chỉ hạng II, Chứng chỉ STEM, Ngoại ngữ B1

Kinh nghiệm: 10+ năm kinh nghiệm tại Trường THPT Chuyên Nguyễn Huệ