Tài liệu Skkn đại cương kim loại

NHỮNG CHỮ VIẾT TẮT VÀ KÍ HIỆU Viết tắt phương trình hoá học PTHH nguyên tử khối NTK nguyên tử khối trung bình Kí hiệu A A phân tử khối PTK M phân tử khối trung bình to nhiệt độ o t nc nhiệt độ nóng chảy t so nhiệt độ sôi m khối lượng n số mol % phần trăm C% nồng độ phần trăm CM nồng độ mol phản ứng PƯ tác dụng t.d dung dịch đ hỗn hợp hh xúc tác xt kim loại KL công thức phân tử CTPT công thức cấu tạo CTCT 1 ĐẠI CƢƠNG VỀ KIM LOẠI A. KIẾN THỨC CƠ BẢN I. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC CỦA KIM LOẠI Các eclectron hoá trị của nguyên tử kim loại liên kết yếu với hạt nhân nguyên tử, do đó kim loại dễ nhường electron để tạo thành ion dương (cation kim loại). M  M n + ne Vì vậy, các kim loại đều là chất khử, đều có khả năng tác dụng với nhiều chất khác nhau như tác dụng với đơn chất là các phi kim, tác dụng với các hợp chất như nước, axít, muối và những chất õi hoá khác. Kết luận: Tính chất hoá học đặc trưng của kim loại là tính khử. 1. Tác dụng với phi kim a) Tác dụng với oxi Xét trên dãy điện hoá của kim loại: K, Na, Mg, Al Zn, Fe, Ni, Pb(Cu, Hg) Ag, Pt, Hg Phản ứng khi nung Không phản ứng Phản ứng không cần điều kiện b) Tác dụng với lƣu huỳnh Kim loại tác dụng với lưu huỳnh khi đun nóng (trừ Hg tác dụng ở điều kiện bình thường) tạo ra các sunfua kim loại. c) Tác dụng với clo Tất cả các kim loại đều tác dụng được với clo tạo ra muối clorua, trong đó kim loại có số oxi hoá cao nhất. Kết luận: Khi tính kim loại giảm, phản ứng với phi kim càng khó khăn và càng cần phải đun nóng. 2. Tác dụng với hợp chất a) Tác dụng với nƣớc - Các kim loại từ Al trở về đầu dãy điện hoá của kim loại tác dụng được với H2O ở điều kiện thường. 2 - Mg và Al thực tế coi như không tác dụng với H2O do phản ứng sinhh ra Mg(OH)2 và Al(OH)3 bám trên bề mặt kim loại tạo ra lớp màng ngăn cách kim loại với nước. - Một số kim loại đứng sau Al tác dụng được với H2O ở nhiệt độ cao: xM(Mn, Zn, Cr, Fe) + yH2O Fe + H2O 3Fe + 4H2O > 570oC 200 - 500oC MxOy + yH2 FeO + H2 < 570oC FeO + H2 b) Tác dụng với axit - Với dung dịch HCl: ● Kim loại đứng trước H (trong dãy hoạt động hoá học của kim loại) tạo muối clorua trong đó kim loại có số oxi hoá thấp và giải phóng H2. ● Chì chỉ phản ứng với axit HCL khi đun nóng. Về nguyên tắc Pb đứng trước H nên phản ứng được với axit HCl: Pb + 2HCl → PbCl2 ↓ + H2 Kết tủa PbCl2 ngăn cản phản ứng tiếp diễn. Nếu đun nóng thì PbCl2 tan hoặc trong axit HCL đặc sẽ tạo phức theo phản ứng: PbCl2 + 2HCl  H2 [PbCl2] (Trong dung dịch HCl 10%, độ tan của PbCl2 giảm nhưng khi nồng độ HCl cao hơn 10% thì độ hoà tan tăng do tạo phức) - Với dung dịch H2SO4 loãng:  Kim loại đứng trước H tạo muối sunfat trong đó kim loại có số oxi hoá thấp và giải phóng H2.  Chì coi như không phản ứng với H2SO4 loãng do tạo ra PbSO4 ít tan ngăn cản phản ứng tiếp diễn.  Đồng tan trong dung dịch HCl loãng hoặc dung dịch H2SO4 loãng khi có oxi hoà tan, do sự oxi hoá khá mạnh của O2 trong môi trường axit: 3 2Cu + O2 + 4HCl  2CuCl2 + 2H2O 2Cu + O2 + 2H2SO4  2CuSO4 + 2H2O - Với dung dịch H2SO4 đặc, nóng: Ví dụ: Với H2SO4 đặc, nóng Zn và Cd sẽ phản ứng tạo ra SO2 và S, còn với H2SO4 đặc nguội có thể tạo ra H2S: to Zn + 2H2SO4(đặc) ZnSO4 + SO2 + H2O to 3Zn + 4H2SO4(đặc) 3ZnSO4 + S + 4H2O 4ZnSO4 + H2S + 4H2O 4Zn + 5H2SO4(đặc) - Với dung dịch HNO3 loãng:  Kim loại tác dụng với dung dịch HNO3 loãng thường tạo ra muối nitrat trong đó kim loại có số oxi hoá cao, NO và H2O. Ví dụ: 3Sn + 8HNO3  3Sn(NO3)2 + 2NO + 4H2O Sn tác dụng với dung dịch HNO3 rất loãng tạo ra NH3(NH4NO3): 4Sn + 10HNO3  4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O - Với dung dịch HNO3 đặc:  Kim loại tác dụng với dung dịch HNO3 đăc, nóng tạo muối nitrat trong đó kim loại có số oxi hoá cao, NO2 và H2O. Ví dụ: Pb + 4HNO3  Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Kết luận: Khi kim loại tác dụng với các axit có tính oxi hoá mạnh thì sản phẩm của phản ứng phụ thuộc vào tính khử của kim loại, nồng độ của axit và nhiệt độ của phản ứng. Trong phản ứng này, axit là chất oxi hoá, số oxi hoá của nguyên tố trung tâm đã giảm. Ví dụ: 6 H2 S O4 5 H2 S O3 kim loại kim loại 4 2 0 S O2, S , H2 S 4 2 1 0 3 N O2, N O, N 2O, N 2, N H3 4 II. DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI 1. Cặp oxi hoá - khử của kim loại Trong phản ứng hoá học, cation kim loại có thể nhận electron để trở thành nguyên tử kim loại, ngược lại nguyên tử kim loại có thể nhường electron để trở thành cation kim loại. Ví dụ: Ag+ + 1e  Ag Mn+ + ne  M Chất oxi hoá Chất khử Như vậy, dạng oxi hoá nhận electron chuyển thành dạng khử tương ứng và ngược lại dạng khử nhường electron chuyển thành dạng oxi hoá tương ứng. Chất oxi hoá và chất khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hoá - khử. Ở thí dụ trên ta có các cặp oxi hoá - khử sau: Ag+/Ag; Cu2+/Cu; Mn+/M 2. Pin điện hoá Nhúng thanh kẽm vào dung dịch CuSO4 sẽ xảy ra phản ứng: Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu Trong phản ứng trên, nguyên tử kẽm bị oxi hoá thành cation Zn2+ tan vào dung dịch, đồng thời cation Cu2+ bị khử thành đồng kim loại bám trên thanh kẽm. 2e Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu Như vậy, đã xảy ra phản ứng oxi hoá - khử giữa Zn và Cu2+. Năng lượng của phản ứng hoá học chuyển thành nhiệt năng. Thực nghiệm: ● Nhúng thanh kẽm vào cốc đựng dung dịch ZnSO41M ● Nhúng thanh đồng vào cốc đựng dung dịch CuSO41M 5 ● Nhúng 2 đầu ống thuỷ tinh hình chữ U chứa dung dịch KNO3 đặc vào 2 cốc trên (gọi là cầu muối) ● Lấy dây dẫn nối thanh kẽm với thanh đồng qua một vôn kế. Chiều quay của vôn kế cho biết có dòng điện một chiều đi từ thanh Cu (điện cực dương) đến thanh kẽm (điện cực âm). Giải thích: Vôn kế cho biết U = 1,08V; đó là suất điện động của pin. Trong pin điện hoá đã xảy ra các quá trình sau: - Ở điện cực âm, nguyên tử Zn nhường electron biến thành cation Zn2+ nên thanh kẽm tan dần vào dung dịch. Zn  Zn2+ + 2e (quá trình oxi hoá Zn) - Ở điện cực dương, cation Cu2+ nhận electron từ nguyên tử Zn chuyển sang biến thành nguyên tử Cu bám trên thanh đồng và nồng độ cation Cu2+ trong dung dịch giảm. Cu2+ + 2e  Cu (quá trình khử Cu2+) Vậy trong pin đã xảy ra phản ứng oxi hoá - khử: Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu Trong cầu muối, các cation K+ di chuyển sang cốc đựng dung dịch CuSO4 và các anion NO 3 di chuyển sang cốc đựng đungịch ZnSO4 làm cho các dung dịch muối luôn trung hoà điện. Trong pin, năng lượng của phản ứng hoá học chuyển thành điện năng. Khi thay nửa bên trái của pin Zn – Cu bằng thanh sắt nhúng trong cốc đựng dung dịch FeSO4, ta có pin Fe - Cu hoặc khi thay nửa bên trái của pin Zn - Cu bằng thanh bạc nhúng trong dung dịch AgNO3, chiều quay của kim vôn kế cho biết đồng là điện cực âm, bạc là điện cực dương và ta có pin Cu Ag. 6 3. Thế điện cực chuẩn của kim loại Để so sánh thế điện cực của các kim loại khác nhau, người ta xác định thế điện cực của các kim loại đó so với thế điện cực hiđro chuẩn. a) Thế điện cực hiđro chuẩn Điện cực hiđro chuẩn gồm một bản platin hấp phụ khí H2 ở áp suất 1 atm nhúng ở trong dung dịch chứa ion H+ có nồng độ 1M. Như vậy, điện cực hiđro chuẩn là cặp oxi hoá - khử H+/H2. Người ta quy ước thế điện cực hiđro chuẩn của cặp oxi hoá - khử H+/H2 là 0,00 V và kí hiệu là E oH  / H2 = 0,00 V. b) Thế điện cực chuẩn của kim loại Thế điện cực chuẩn của kim loại là thế ở điện cực kim loại nhúng trong dung dịch ion kim loại đó có nồng độ 1M.  Khi nối một điện cực gồm thanh Zn nhúng trong dung dịch chứa ion Zn2+ 1M với điện cực hiđro chuẩn, kim vôn kế cho biết kẽm là điện cực âm, điện cực hiđro là điện cực dương và hiệu thế giữa hai điện cực đó là 0,76 V. Trong pin điện hoá Zn - H2, kẽm nhường electron và electron này qua dây dẫn đến bản platin, ion H+ ở điện cực hiđro nhận electron từ bản platin biến thành nguyên tử H rồi 2 nguyên tử H kết hợp với nhau thành phân tử H2. Zn + 2H+  Zn2+ + H2  Khi nối một điện cực Ag nhúng trong dung dịch chứa ion Ag+ 1M với điện cực hiđro chuẩn, kim vôn kế cho biết bạc là điện cực dương, điện cực hiđro là điện cực âm và hiệu thế giữa hai điện cực đó là -0,80 V. Trong pin điện hoá Ag - H2, hiđro nhường e, e này qua dây dẫn đến thanh bạc, cation Ag+ ở điện cực Ag nhận e để biến thành nguyên tử Ag. Khi pin điện hoá hoạt động: - Cực (-): H2  2H+ + 2e - Cực (+): Ag+ + 1e  Ag 7 Phản ứng oxi hoá - khử trong pin điện hoá: 2Ag+ + H2  2Ag + 2H+ Hiệu điện thế của pin điện hoá luôn luôn là một số dương. Người ta quy ước: - Thế của điện cực âm đối với điện cực hiđro có giá trị âm. - Thế của điện cực dương đối với điện cực hiđro có giá trị dương. Trong pin điện hoá Zn - H2, hiđro là cực dương, kẽm là cực âm còn trong pin điện hoá Ag - H2 hiđro là cực âm, bạc là cực dương. Như vậy: Thế điện cực chuẩn của kẽm là -0,76 V. Thế điện cực chuẩn của Ag là + 0,80 V. Kí hiệu là: E oZn 2 / Zn E oAg = -0,76 V  / Ag = +0,80 V Tương tự như vậy, người ta xác định thế điện cực chuẩn của các kim loại khác THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA MỘT SỐ KIM LOẠI Ở 25OC Điện cực Eo (V) Điện cực Eo (V) K+/K - 2,93 Ni2+/Ni - 0,23 Ba2+/Ba - 2,90 Sn2+/Sn - 0,14 Ca2+/Ca - 2,87 Pb2+/Pb - 0,13 Na+/Na - 2,71 Fe3+/Fe - 0,031 Mg2+/Mg - 2,37 2H+ (axit)/H2 0,00 Al3+/Al - 1,66 Cu2+/Cu + 0,34 Mn2+/Mn - 1,19 Hg+/Hg + 0,798 Zn2+/Zn - 0,76 Ag+/Ag + 0,80 Cr3+/Cr - 0,74 Hg2+/Hg + 0,85 Fe2+/Fe - 0,44 Pt2+/Pt + 1,20 2H+(H2O)/H2 - 0,41 Au3+/Au + 1,50 8 4. Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại và ý nghĩa a) Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại là dãy gồm những cặp oxi hoá - khử của kim loại được sắp xếp theo chiều tăng dần thế điện cực chuẩn của các cặp oxi hoá - khử. Dãy thế điện cực chuẩn của một số kim loại: Mg2+/Mg Al3+/Al Zn2+/Zn Fe2+/Fe Ni2+/Ni Sn2+/Sn Pb2+/Pb H+/H2 Cu2+/Cu Ag+/Ag Au3+/Au Eo = -2,37 - 1,66 - 0,76 - 0,44 - 0,23 - 0,14 - 0,13 - 0,00 + 0,34 + 0,80 + 1,50(V) b) Ý nghĩa của dãy thế điện cực chuẩn của kim loại Dựa vào dãy thế điện cực chuẩn của kim loại, ta có thể dự đoán khả năng phản ứng: 1. Phản ứng có thể tự xảy ra được khi hiệu thế điện cực chuẩn Eo>0. 2. Eo càng dương (có trị số càng lớn) phản ứng xảy ra càng dễ dàng. Cụ thể là: - Kim loại có thế điện cực chuẩn nhỏ đẩy được kim loại có thế điện cực chuẩn lớn hơn ra khỏi dung dịch muối. - Kim loại có thế điện cực chuẩn càng âm thì có tính khử càng mạnh và ion của kim loại đó có tính oxi hoá càng yếu. - Kim loại có thế điện cực chuẩn càng dương có tính khử càng yếu và ion của kim loại đó có tính oxi hoá càng mạnh. - Kim loại có thế điện cực chuẩn càng âm càng dễ đẩy khí H2 ra khỏi axit. - Các kim loại có thế điện cực chuẩn dương không tác dụng với axit giải phóng H2. 5. Suất điện động chuẩn của pin điện hoá Suất điện động chuẩn của pin điện hoá bằng thế điện cực chuẩn của cực dương trừ đi thế điện cực chuẩn của cực âm. Suất điện động của pin điện hoá luôn luôn là một số dương. 9 Ví dụ: () () () () + Suất điện động chuẩn của pin điện hoá Zn Sn : o E pin   0.14   0,76   0,62 V  + Suất điện động chuẩn của pin điện hoá Cr  Cu : E opin  0,34   0,74  1,08 V  III. SỰ ĐIỆN PHÂN 1. Khái niệm Điện phân là quá trình oxi hoá - khử xảy ra trên bề mặt các điện cực, dưới tác dụng của dòng điện một chiều chạy qua chất điện li ở trạng thái nóng chảy hay dung dịch chất điện li. 2. Các bộ phận chính của thiết bị điện phân Thiết bị điện phân có 3 bộ phận chính: - Bình chứa chất điện phân (chất điện phân có thể ở trạng thái nóng chảy hoặc tan trong nước). - Hai điện cực thường làm bằng chất rắn dẫn điện. + cực nối với cực âm (-) của nguồn điện gọi là catot. + Cực nối với cực dương (+) của nguồn điện gọi là anot. - Nguồn điện: Đó là pin, ăcquy hay điện lưới đã cho đi qua máy chỉnh lưu để biến đổi thành dòng điện một chiều. 3. Sự điện phân của các chất điện li a) Điện phân nóng chảy Ví dụ: Điện phân nóng chảy NaCl. - Ở catot (cực âm) xảy ra sự khử ion Na+: 2Na+ + 2e  2Na - Ở anot (cực dương) xảy ra sự oxi hoá ion Cl  : 2Cl   Cl2 + 2e 10 Biểu diễn sự điện phân bằng sơ đồ: Catot (-) NaCl Anot (+) 2Na+ + 2e  2Na 2Cl   Cl2 + 2e đpnc Phương trình điện phân: 2NaCl 2Na + Cl2 b) Điện phân dung dịch  Điện cực trơ (graphit, platin) Ví dụ: Điện phân dung dịch NiSO4. Catot (-) NiSO4 Anot (+) Ni2+, H2O H2O, SO 24  Ni2+ + 2e  Ni 2H2O  O2 + 4H+ + 4e Sự khử ion Ni2+do Sự oxi hoá H2O giải phóng khí O2 ion Ni2+ dễ bị khử hơn H2O Phương trình điện phân: vì H2O dễ bị oxi hoá hơn ion SO 24  đpdd 2NiSO4 + 2H2O 2Ni + O2 + 2H2SO4  Điện cực tan (kim loại Ni, Cu, Ag, Au …) Ví dụ: Điện phân dung dịch NiSO4 với anot là kim loại Ni. - Ở catot (cực âm) ion Ni2+ bị khử thành nguyên tử Ni bám trên bề mặt catot: Ni2+(dd) + 2e  Ni (r) - Ở anot (cực dương)các nguyên twr Ni bị oxi hoá thành ion Ni2+ đi vào dung dịch: Ni (r)  Ni2+ (dd) + 2e Trong sự điện phân này ta đã dùng anot tan. - Phương trình điện phân: Ni(r) + Ni2+(dd)  Ni2+ (dd) + Ni (r) Catot Anot Sự điện phân dung dịch NiSO4 được coi là sự chuyển dời kim loại Ni từ anot sang catot. 11 Phương pháp điện phân với anot tan được dùng để tinh chế kim loại (như tinh chế vàng, bạc) hay mạ điện. Ví dụ để có vàng 99,99% (vàng 4 số 9) người ta điện phân dung dịch muối của vàng với anot tan là vàng thô. 4. Định luật Faradday Dựa vào công thức biểu diễn định luật Farađay, ta có thể xác định được khối lượng chất thu được ở các điện cực m = AIt nF m - Khối lượng chất thu được ở điện cực (gam) A - Khối lượng mol nguyên tử của chất thu được ở điện cực I - Cường độ dòng điện (ampe) t - Thời gian điện phân (giây) n - Số electron mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận F - Hằng số Farađay (F = 965000) Ví dụ: Tính khối lượng Na thu được ở catot khi điện phân NaCl nóng chảy với dòng điện I = 5A trong 1 giờ. 2NaCl mNa = đpnc 2Na + Cl2 23.5.3600  4,92  g  96500 .1 IV. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI 1. Nguyên tắc điều chế kim loại Hầu hết các kim loại tồn tại trong tự nhiên ở dạng ion trong các hợp chất hoá học. Muốn chuyển hoá những ion này thành kim loại phải khử chúng. Vậy, nguyên tắc của việc điều chế kim loại là khử ion dương kim loại thành nguyên tử: Mn+ + ne  M. 2. Phƣơng pháp điều chế kim loại a) Phƣơng pháp nhiệt luyện Dùng các chất khử như C, CO, H2 hoặc kim loại Al để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt cao. Ví dụ: Fe2O3 + 3CO to 2Fe + 3CO2 12 Nếu là sunfua kim loại kiềm như Cu2S, ZnS, FeS2, … thì phải chuyển thành oxit kim loại. Sau đó khử oxit kim loại bằng chất khử thích hợp. Ví dụ: to 2ZnS + 3O2 o t ZnO + C 2ZnO + 2SO2 Zn + CO Phương pháp nhiệt luyện được dùng rộng rãi trong công nghiệp để điều chế những kim loại có độ hạot động hoá học trung bình. b) Phƣơng pháp thuỷ luyện Dùng những dung môi thích hợp như dung dịch NaOH, H2SO4, NaCN, … để hoà tan kim loại hoặc hợp chất của kim loại và tách ra khỏi phần không tan có trong quặng. Sau đó, khử những ion kim loại này bằng kim loại có tính khử mạnh như Fe, Zn, … Ví dụ: Để điều chế bạc, người ta nghiền nhỏ quặng bạc sunfua Ag2S rồi xử lí bằng dung dịch natri xianua NaCN, lọc được dung dịch muối phức bạc: Ag2S + 4NaCN  2Na[Ag(CN)2] + Na2S Sau đó, dùng kim loại Zn khử ion Ag+ trong phức: 2Na[Ag(CN)2] + Zn  Na2[Zn(CN)4] + 2ag Phương pháp thuỷ luyện (còn gọi là phương pháp ướt) được dùng để điều chế những kim loại có thế oxi hoá khử cao như Cu, Hg, Ag, Au, … c) Phƣơng pháp điện phân Dùng dòng điện một chiều để khử các ion kim loại, người ta có thể điều chế được hầu hết các kim loại. - Điều chế các kim loại có tính khử mạnh như Li, Na, K, Ca, Al, … bằng cách điện phân nóng chảy các hợp chất của chúng như oxit, hiđroxit, muối. Ví dụ: 4NaOH đpnc 4Na + O2 + 2H2O - Điều chế các kim loại có tính khử trung bình hay yếu (kim loại đứng sau Al trong dãy điện hoá) bằng cách điện phân dung dịch muối của chúng: Ví dụ: 2ZnSO4 + 2H2O đpdd 2Zn + O2 + 2H2SO4 13 V. PHƢƠNG PHÁP GIẢI BÀI TẬP VỀ KIM LOẠI 1. Dạng bài tập xác định tên kim loại Phương pháp giải: Bài tập xác định tên kim loại thường được quy về một trong các dạng sau đây:  Cấu hình electron của nguyên tử kim loại  Z  tên kim loại  Tính trực tiếp khối lượng mol kim loại M đối chiếu bảng tuần hoàn tên kim loại  Tìm khoảng xác định của M: a < M < b 1.Tính chất kim loại 2. Bảng tuần hoàn tên kim loại  Lập hàm M = f (n), trong đó n = 1, 2, 3, 4 (hoá trị của kim loại) đối chiếu bảng tuần hoàn giá trị M chấp nhận  tên kim loại.  Xác định tên kim loại kế tiếp trong một chu kì hoặc một nhóm thông qua giá trị M  tên hai kim loại  Nếu không xác định được chính xác giá trị của M , có thể xác định khoảng biến thiên của M : a< M nH 2 phần 1  Al còn dư, OH  hết Na + H2O  Na+ + OH  + 1 H2  2 x 0,5x x 2Al + 2H2O + 2OH   2AlO 2 + 3H2  x 1,5x  nH 2 = 0,5x + 1,5x = 4,48 = 0,2  x = 0,1 mol 22,4  Phần 2 + NaOH dư: Na + H2O  Na+ + OH  + 1 H2  2 0,1 0,05 2Al + 2H2O + 2OH   2AlO 2 + 3H2  y 1,5y  nH 2 = 0,05 + 1,5y =  nFe 7,84 = 0,35  y = 0,2 mol 22,4 1 .39,9  (23.0,1  0,2.27) = 3  0,1 mol 56  Phần 3 + HCl dư: 2Na + 2HCl  2NaCl + H2  18 0,1 0,05 2Al + 6HCl  2ALCl3 + 3H2  0,2 0,3 Fe + 2HCl  FeCl2 + H2  0,1 0,1  VH 2 = (0,05 + 0,3 + 0,1). 22,4 = 10,08 lít  đáp án C Ví dụ 3: Hoà tan hoàn toàn 18,3 gam hỗn hợp 2 kim loại Na và M (hoá trị n không đổi) trong nước thu được dung dịch X và 4,48 lít H2 (dktc). Để trung hoà 1/2 dung dịch X cần vừa hết 1 lít dung dịch HCl + H2SO4 có pH =1. Tên kim loại M là A. Mg Suy luận: nH 2 = B. Ba C. Al D. Zn 4,48 = 0,2 mol; nH  = 1.0,1 = mol 22,4 Nếu M có hiđroxit lưỡng tính Na + H2O  Na+ + OH  + 1 H2  2 x 0,5x x M + (n - 2)H2O + (n - 2)OH   AlO n2  4 + n H2  2 y 0,5ny (n - 2)y  nOH  dư = x – (n - 2)y; nH 2 = 0,5x + 0,5ny = 0,2  x + ny = 0,4 (1) OH  + H+  H2O 0,1  0,1  1 [x - (n - 2)y] = 0,1  x - ny + 2y = 0,2  y = -0,1 mol < 0 (loại) 2  M tác dụng trực tiếp với H2O  M chỉ có thể là Ba  đáp án B. 19 3. Dạng bài tập kim loại tác dụng với dung dịch axit: Dạng 1: Bài tập về 1 kim loại + 1 axit Loại bài tập này tương đối đơn giản, khi giải cần lưu ý:  Viết đúng phương trình phản ứng: Chú ý axit có tính oxi hoá do H+ hay do anion gốc axit, sản phẩm khử của axit gồm những khí nào, muối tạo ra ở mức oxi hoá thấp hay cao.  Nếu kim loại tác dụng với axit (ví dụ HNO3) tạo ra hỗn hợp hai khí thì nên viết hai phương trình phản ứng độc lập (mỗi phương trình phản ứng tạo một khí). Nếu cần ghép 2 phương trình phản ứng thì phải lưu ý đến tỉ lệ mol (thể tích) của các khí theo dữ kiện đề ra.  Nếu kim loại tan trong nước (kim loại kiềm, Ba, Ca, …) tác dụng với dung dịch axit, cần lưu ý: - Axit dư  chỉ có phản ứng giữa kim loại và axit - Axit thiếu  ngoài phản ứng giữa kim loại và axit (xảy ra trước) còn có phản ứng kim loại dư tác dụng với nước của dung dịch. Ví dụ 1: Cho 1,35 gam bột Al tan hết vào 100 ml dung dịch HCl 2M, thu được dung dịch X. Dung dịch này tác dụng với dung dịch NaOH 2M được 2,34 gam Al(OH)3. Giá trị của V là A. 0,07 lít B. 0,05 lít Suy luận: nAl = Al + C. 0,07 lít và 0,11 lít D. 0,05 lít và 0,10 lít 2,34 1,35 = 0,05 mol; nHCl = 0,2 mol; nAl(OH) 3 = = 0,03 mol 78 27 3H+  Al3+ + 0,05  0,15  H+ + OH   3 H2  (1) 2 0,05 H2O (2) 0,05  0,05 Al3+ + 3OH  (OH)3  (3) Nếu Al3+ đã hết mà OH  còn dư thì: Al(OH)3 + OH   AlO 2 + 2H2O (4) 20