Hóa học - Chuyên đề Kim loại

Phõ̀n 3: KIM LOẠI
Chương 1: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI.
I. VỊ TRÍ, CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI:
1.Vị trớ của kim loại trong bảng tuần hoàn:
- Cỏc kim loại (KL) là những nguyờn tố họ s.(nhúm IA (trừ H) và nhúm IIA).
- Là những KL họ p: nhúm IIIA (trừ B), một phần của cỏc nhúm IVA, VA, VIA.
- Là những KL họ d: nhúm IB đến VIIIB.
- Là những KL họ f: họ lantan và actini. (chỳng được xếp thành 2 hàng ở cuối bảng).
2. Cấu tạo của KL:
a. cấu tạo của nguyờn tử KL.
- KL cú bỏn kớnh nguyờn tử lớn.
- KL cú e ngoài cựng ớt: 1 đến 3 e.
b. Cấu tạo mạng của KL.
KL tồn tại dưới 3 dạng tinh thể phổ biến:
- Mạng lập phương tõm khối có cỏc ion dương (ion KL) nằm trờn cỏc đỉnh và tõm của hỡnh lập phương. Ví dụ như : các kim loại kiờ̀m, Cr, Fe
- Mạng lập phương tõm diện có cỏc ion dương (ion KL) nằm trờn cỏc đỉnh và giữa các mặt của hỡnh lập phương. Ví dụ như : Cu, Al, Pb 
- Mạng lăng trụ lục giác đờ̀u có cỏc ion dương (ion KL) ở đỉnh, giữa 2 mặt đáy và giữa 2 đáy của hình lăng trụ. Ví dụ như các kim loại nhóm II (Be, Mg, Ca,...).
Trong tinh thể KL, ion dương và nguyờn tử KL nằm ở những nỳt của mạng tinh thể. Cỏc electron húa trị liờn kết yếu với hạt nhõn nờn dễ tỏch khỏi nguyờn tử và chuyễn động tự do trong mạng tinh thể.
 => Liờn kết kim loại là liờn kết được hỡnh thành do các electron tự do gắn các ion dương kim loại với nhau.
II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI:
1. Tớnh chất chung.
a. Tớnh dẽo.
- KL bị biến dạng khi tỏc dụng một lực cơ học đủ mạnh lờn miếng KL: KL cú khả năng dễ rốn, dễ dỏt mỏng dễ kộo sợi.
Lớ do: Khi cú tỏc động cơ học cỏc cation KL trong mạng tinh thể trượt lờn nhau, nhưng khụng tỏch rời nhau nhờ sức hỳt tĩnh điện của cỏc e tự do với cỏc cation KL.
Những KL cú tớnh dẽo cao là: Au, Ag, Al, Cu, Sn...
b. Tớnh dẫn điện.
- KL cú khả năng dẫn điện được, nhiệt độ của KL càng cao thỡ tớnh dẫn điện của KL càng giảm.
 Lớ do:
 + Khi được nối với nguồn điện, cỏc e tự do đang chuyễn động hỗn loạn trở 
 nờn chuyễn động thành dũng trong KL. 
 + Khi tăng nhiệt độ, sự dao động của cỏc cation KL tăng lờn, làm cản trở sự 
 chuyễn động của dũng e tự do trong KL.
- KL khỏc khau cú tớnh dẫn điện khỏc nhau chủ yếu là do mật độ e tự do của chỳng khụng giống nhau. KL dẫn điện tốt nhất là Ag (49), Cu (46), Au 35,5), Al (26) 
c. Tớnh dẫn nhiệt .
+ KL cú khả năng dẫn nhiệt.
Lớ do : Những e tự do ở vựng nhiệt độ cao cú động năng lớn hơn, chỳng chuyễn động đến vựng cú nhiệt độ thấp hơn của KL và truyền năng lượng cho cỏc ion dương ở đõy.
Tớnh dẫn nhiệt của KL giảm dần theo thứ theo đõy : Ag, Cu, Al, Fe
 d. Ánh kim.
+ Vẻ sỏng của KL gọi là ỏnh kim. Hầu hết KL đều cú ỏnh kim. 
Lớ do : cỏc e tự do cú khả năng phản xạ tốt những tia sỏng cú bước súng mà mắt ta cú thể nhận đươc.
Túm lại : những tớnh chất vật lớ chung của KL như trờn chủ yếu là do cỏc e tự do trong KL gõy ra.
e. Tớnh chất khỏc của KL. 
● Khối lượng riờng :
- KL khỏc nhau cú khối lượng riờng khỏc nhau rừ rệt (nhẹ nhất Li (D=0,5), nặng nhất (Os cú D= 22,6).
- Quy ước : 
 + KL nhẹ cú D<5g/cm3 ( Na, K, Mg, Al)
 + KL nặng cú D>5g/cm3 (Fe, Zn, Pb, Cu, Ag, Hg 
● Nhiệt độ núng chảy :
- KL khỏc nhau cú nhiệt độ núng rất khỏc nhau, thấp nhất là Hg (-39oC), cao nhất là W (3410oC).
- Quy ước : 
 + KL cú nhiệt độ núng chảy < 1500oC là KL dễ núng chảy.
 + KL cú nhiệt độ núng chảy > 1500oC là KL khú núng chảy.
● Tớnh cứng :
- Những KL khỏc nhau cú tớnh cứng khỏc nhau
- Quy ước kim cương cú độ cứng là 10 thớ : Cr là 9, W là 7, Fe là 4,5, Cu lvà Al là 3, Cs là 0,2
v Cỏc tớnh chất : khối lượng riờng, nhiệt độ núng chảy, tớnh cứng phụ thuộc vào độ bền của liờn kết kim loại, nguyờn tử khối, kiểu mạng tinh thểcủa KL.
III. TÍNH CHẤT HểA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI :
Vỡ KL cú e húa trị ớt, bỏn kớnh nguyờn tử lớn, độ õm điện thấp, năng lượng ion húa của nguyờn tử thấp nờn tớnh chất húa học đặc trưng của KL là tính khử (dờ̃ bị oxi hóa :
 M Mn+ + ne- 
1. Tỏc dụng với phi kim.
- Hầu hết Kl đều tỏc dụng được với phi kim trừ Au, Ag, Pt
 + Tỏc dụng với oxi : 4 M + n O2 2 M2On 
 4 Al + 3 O2 2 Al2O3.
 2 Mg + O2 2 MgO.
 4 Na + O2 2 Na2O.
 Chú ý : Fe có thờ̉ bị oxi hóa bởi oxi cho nhiờ̀u oxit khác nhau.
 2 Fe + O2 2 FeO.
 4 Fe + 3 O2 2 Fe 2O3.
 3 Fe + 2 O2 Fe 3O4.
 + Tỏc dụng với halogen (X2): 2 M + n X2 2 MXn.
 2 Fe + 3 Cl2 2 FeCl3.
 Cu + Cl2 CuCl2
 2 K + Cl2 2 KCl.
 + Tỏc dụng với lưu huỳnh: 2 M + n S M2Sn 
 Fe + S FeS
 2 Na + S Na2S
 Hg + S HgS
2. Tỏc dụng với axit.
a. Axớt cú tớnh oxi húa do ion hidro (HCl; H2SO4 loóng). 
 2 M + 2n H+ à 2 Mgn+ + x H2 
Ví dụ: Mg + 2 HCl à MgCl2 + H2 
 Fe + 2 HCl à FeCl2 + H2 
Chú ý: Cỏc KL đứng sau hidro trong dãy điiợ̀n hóa khụng có phản ứng này. 
b. Axớt cú tớnh oxi húa khụng phải do nguyờn tử hiđro (HNO3; H2SO4 đ): 
● Hầu hết KL tỏc dụng được,( trừ Au và Pt), khụng giải phúng hidro mà tạo ra cỏc sản phẩm của N hay S:
 - Với axit HNO3 
 Sơ đồ: 
 Chú ý:
 + Nếu HNO3 đặc thỡ gỉai phúng NO2. 
 + Nếu HNO3 loóng thỡ KL đứng sau H sẽ tạo ra NO; KL đứng trước H sẽ tạo ra 
 NO hoặc ( N2O; N2 ; NH+4).
 + Nếu KL cú nhiều húa trị, thỡ tạo ra húa trị tối đa. 
 - Với axit H2SO4 đ : 
 Sơ đồ: 
Lưu ý: Al, Fe, Cr : khụng tỏc dụng với axit HNO3; H2SO4 đặc, nguụ̣i.
3. Tỏc dụng với nước: 
- Ở nhiệt độ thường chỉ cú 5 kim loại kiờ̀n (Li, Na, K, Rb, Cs) và 3 kim loại kiờ̀m thụ̉ (	Ca, Sr, Ba) tác dụng được với nước tạo ra dd kiềm và khớ H2
 2 M + 2 a H2O —> 2 M(OH)a + a H2
Ví dụ: 2 K + 2 H2O —> 2 K(OH) + H2
 Ca + 2 H2O —> Ca(OH)2 + H2
- Một số KL cú tớnh khử trung bỡnh khử được hơi nước ở nhiệt độ cao như Zn, Fe... tạo ra oxit và hidro.
- Cỏc KL cú tớnh khử yếu như Cu, Ag, Hg... khụng khử được H2O, dự ở nhiệt độ nào.
- Một số KL cú hidroxit lưỡng tớnh thỡ tỏc dụng với H2O trong mụi trường kiềm như: Al, Zn, Be, Sn
Ví dụ: 
4. Tỏc dụng với dung dịch muối:
a. Với cỏc KL trung bình yờ́u (khụng tỏc dụng được với H2O ở nhiệt độ thường) cú thể khử được ion KL kộm hoạt động hơn trong dung dịch muối thành KL tự do.
Ví dụ: 
b. Với cỏc KL mạnh (tỏc dụng được H2O ở nhiệt độ thường) thỡ xảy ra qua 2 giai đoạn:
+ Giai đoạn 1 kim loại tỏc dụng với nước tao ra dung dịch kiềm và hidro.
+ Giai đoạn 2: dung dịch kiềm tỏc dụng với muối (nếu thỏa món đk xảy ra) 
Ví dụ: Khi cho Na vào lượng dư dung dịch CuCl2 
 (Giai đoạn 1) 
 (Giai đoạn 2)
 Hay 
IV. DÃY ĐIỆN HểA CỦA KIM LOẠI
1. Một số khỏi niệm:
● Cặp oxi húa-khử của KL
Dạng oxi húa và dạng khử của cựng một nguyờn tố KL tạo nờn cặp oxi húa-khử: Dạng oxi húa / dạng khử.
Ví dụ: ; ; 
● Pin điện húa: Là thiết bị gồm 2 thanh KL 
nhỳng trong dung dịch muối của nú được nối
bằng cầu muối.
Vớ dụ: Lỏ Zn nhỳng trong ZnSO4. Cu nhỳng trong CuSO4. 2 dung dịch này nối với nhau qua cầu muối:
 - Lỏ Zn bị ăn mũn vỡ Zn bị oxi húa:
 Zn Zn2+ + 2e-
 Cỏc e này di chuyễn qua lỏ Cu thụng qua dõy dẫn (làm kim vụn kế bị lệch).
 - Trong dung dịch CuSO4 cỏc ion Cu2+ di chuyễn đến lỏ Cu, tại đõy chỳng bị 
 khử thành Cu, rồi bỏm lờn lỏ Cu.
 Cu2+ + 2e Cu.
 Ion Cu2+ trong dung dịch bị giảm dần về nồng độ.
 - vai trú của cầu muối: trung hũa điện tớch của 2 dung dịch: cỏc ion dương 
 NH+4 hoặc K+ và Zn2+ di chuyễn qua cầu muối đến cốc đựng dung dịch 
 CuSO4. ngược lại cỏc ion õm NO3-, SO42- di chuyễn qua cầu muối đến cốc 
 đựng dung dịch ZnSO4.
 Zn đúng vai trũ điện cực õm (Anot) là nơi xảy ra sự oxi húa.
 Cu đúng vai trũ điện cực dương (catot) là nơi xảy ra sự k
● Thế điện cực:
Sự xuất hiện dũng điện đi từ cực đồng sang cực kẽm chứng tỏ rằng cú sự chờnh lệch điện thế giữa 2 điện cực kẽm và đồng tức là mỗi điện cực xuất hiện một thế điện cực nhất định.
● Suất điện động: 
Hiệu của thế điện cực dương (E(+)) với thế điện cực õm (E(-)) được gọi là suất điện động của pin điện húa:
 Epin = E(+) - E(-)
(ở vớ dụ này E0pin = E0(Cu2+/ Cu) - E0(Zn2+/Zn)).
● Điện cực hidro chuẩn: 
Tấm platin (Pt) nhỳng trong dung dịch axit cú nồng độ ion H+ là 1 M. Bề mặt được hấp phụ bởi khớ hidro dưới ỏp suất 1atm. E02H+/ H2 = 0,00 V.
● Thế điện cực chuẩn kim loại: 
- Điện cực KL mà nồng độ ion KL trong dung dịch bằng 1M được gọi là điện cực chuẩn.
- Thế điện cực chuẩn của KL cần đo được chấp nhận bằng sđd của pin tạo bởi điện cực hidro chuẩn và điện cực chuẩn của KL cần đo.
- Nếu KL đúng vai cực õm, thỡ thế điện cực chuẩn của KL cú giỏ trị õm, nếu đúng vai trũ cực dương thỡ thế điện cực chuẩn của KL cú gớa trị dương.
2. í nghĩa của dóy thế điện cực chuẩn của KL.
● So sỏnh tớnh oxi húa-khử: Trong dung dịch nước thế điện cực chuẩn của KL E0Mn+/ M càng lớn thỡ tớnh oxi húa của cation Mn+ và tớnh khử của KL M càng yếu. (ngược lại).
● Xỏc định chiều của phản ứng oxi-húa khử: Cation KL trong cặp oxihúa-khử cú thế điện cực chuẩn lớn hơn cú thể oxihúa được KL trong cặp cú thế điện cực chuẩn nhỏ hơn.
- dựa vào thế điện cực chuẩn của KL để sắp xếp nhỏ bờn trỏi, lớn bờn phải.
- viết phương trỡnh phản ứng theo quy tắc anpha ().
KL trong cặp oxihúa-khử cú thế ĐCC õm khử được ion H+ của dung dịch axit.
● Xỏc định suất điện động chuẩn của pin điện húa:
Epin = E(+) - E(-)
suất điện động của pin điện húa luụn là số dương
● Xỏc định thế điện cực chuẩn của cặp oxihúa-khử:
 Dựa vào Epin = E(+) - E(-).
Một số CT liờn quan đến E0:
+ Suất điện động của pin cú liờn quan đến năng lượng Gip (cũn gọi là entanpi tự do) của phản ứng: = -nFE và ở cỏc điều kiện chuẩn = -nFE0.
Trong đú: - E0 và E là sđđ (V) của pin ở đkc và điều kiện khỏc với đkc; 
 - F là hằng số faraday.
 - , là biến thiờn năng lượng Gip (J) ở ĐKC và ĐK bất kỡ.
 - n là số e tối thiểu trao đổi trong phản ứng oxi húa-khử.
+ phương trỡnh Necst: 
Trong Ox + ne Kh. Phương trỡnh của thế điện cực là:
 E = E0 + 
V. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI.
1. Nguyờn tắc.
 Khử ion KL thành KL: Mn+ + ne M
2. Phương phỏp: cú 3 phương phỏp chớnh
● Phương phỏp thủy luyện:
- Dựng kim loại mạnh khử (khụng tỏc được với H2O ở t0 thường) kim loại yếu ra khỏi muụ́i.
Ví du: 
—> Phương phỏp này dựng để điều chế kim loại cú tớnh khử yếu. 
● Phương phỏp nhiệt luyện:
- Dựng chất khử (CO, H2; C; Al) để khử ion kim loại trong cỏc oxit.
Ví dụ: 
—> Phương phỏp này để điều chế kim loại hoạt động trung bỡnh và yếu.(sau nhụm)
● Phương phỏp điện phõn
- Dựng dũng điện một chiều trờn catụt (cực õm)để khử ion kim loại:
+ Điện phõn dung dịch núng chảy: dựng để điều chế cỏc kim loại từ Al trở về trước.
Ví dụ: điợ̀n phõn nóng chảy NaCl
Sơ đụ̀ điợ̀n phõn K NaCl A
 Na+ (nc) Cl- 
 Na+ + 1e = Na0 2Cl- -2e = Cl2 
 Phương trình điợ̀n phõn: 
+ Điện phõn dung dịch (trong nước): dựng để điều chế cỏc kim loại sau Al
Ví dụ: điợ̀n phõn dung dịch CuCl2
 Sơ đụ̀ điợ̀n phõn K CuCl2 A
 Cu+ (H2O) Cl- 
 Cu2+ + 2e = Cu0 2Cl- -2e = Cl2 
 Phương trình điợ̀n phõn: 
VI. SỰ ĐIỆN PHÂN.
1. Khỏi niệm:
Là quỏ trỡnh oxi húa- khử xảy ra trờn bề mặt điện cực ... ợng dung dịch đó giảm bao nhiờu gam ? ( cho Cu = 64; O = 16)	
A. 1,6 gam
B. 6,4 gam 	
C. 8,0 gam 
D. 18,8 gam
Cõu 30: Hoà tan 1,28 gam CuSO4 vào nước rồi đem điện phõn. Sau một thời gian thu được 800 ml dung dịch cú pH = 2. Hiệu suất phản ứng điện phõn là
A. 62,5%
B. 50% 
C. 75%
D. 80%
Hướng dõ̃n giải
Cõu 1: A
Theo đờ̀ bài ta có
Vọ̃y n = 2, m = 64 kim loại là Cu
Đáp án A
Cõu 2: 
1. C
Như vọ̃y khụ́i lượng khí thoát ra: 
Đáp án C
2. C
Ta có: 
Nờn chỉ có phản ứng sau tạo muụ́i NaHSO4 và H2SO4 dư:
Đáp án B
Cõu 3:D
Sau khi điợ̀n phõn dung dịch cú màu xanh nhạt nờn còn dư (chưa có phản ứng 2). Gọi a là sụ́ mol đã bị khử. Phương trình điợ̀n phõn là:
Khụ́i lượng dung dịch giảm = 
Đáp án D
Cõu 4:D
Cõu 5:C
Cõu 6:D
Cõu 7:B
Cõu 8:C
Cõu 9:B
Cõu 10:A
Cõu 11:D
Cõu 12:B
Cõu 13:B
=> Khụ́i lượng dung dịch đó giảm = 64.0,1 + 32.0,05 = 8 gam
Đáp án C
Cõu 14:C
=> V = 22,4 (0,05 + 0,05) = 2,24 lít
Đáp án C
Cõu 15: C
Gọi nụ̀ng đụ̣ ban đõ̀u của NaOH là a. Ta có:
0,2a - 0,01 = 0,05.0,2 => a= 0,1 M
Đáp án C
Cõu 16: C
Đáp án C
Cõu 17: A
Đờ̉ điợ̀n phõn hờ́t 0,2.0,5 = 0,1 mol (tạo ra 0,1 mol Cu)cõ̀n thời gian là:
Nờn trong t = 900s thì Cu2+ chưa bị khử hờ́t, Fe2+ chưa bị khử kim loại thu được ở catot chỉ có Cu:
Đáp án A
Cõu 18: B
Đáp án B
Cõu 19: C
Nờn Cu2+ còn dư Cl- hờ́t. Nờn ta có:
Đáp án C
Cõu 20: A
Đờ̉ điợ̀n phõn hờ́t 0,02 (tạo ra 0,02 mol Fe)cõ̀n thời gian là:
Nờn Fe2+ hờ́t:
Đờ̉ điợ̀n phõn hờ́t 0,02 mol Cl- (tạo ra 0,01 mol Cl2) cõ̀n thời gian là:
Nờn nước bị điợ̀n phõn tiờ́p:
Đáp án A
Cõu 21: C
Cõu 22: D
Cõu 23: D
Nờ́u có màng ngăn:
Nờ́u khụng có màng ngăn:
Hờ́t Cl2 nờn khụng xác định. Đáp án D
Cõu 24: A
Cõu 25: C
Đáp án C
Cõu 26: C
Cõu 27: C
Vì thu được 56 gam hỗn hợp kim loại ở catot nờn AgNO3 đã hờ́t:
Theo đờ̀ bài ta có:
Đáp án C
Cõu 28: D
H+ bị khử trước
Hờ́t H+ nờn:
Đáp án D
Cõu 29: C
Khụ́i lượng dung dịch giảm = + = 64.0,1 + 32.0,05 = 8 gam
Đáp án C
Cõu 30: B
Đáp án B
Chương 2: KIM LOẠI PHÂN NHÓM CHÍNH NHÓM I,II
I. Kim loại phõn nhóm chính nhóm I (Kim loại kiờ̀m)
1. Vị trớ của kim loại kiềm trong HTTH
- Kim loại kiềm là những nguyờn tố húa học thuộc phõn nhúm chớnh nhúm I trong bảng HTTH. Nhúm kim loại kiềm cú cỏc nguyờn tố: liti (Li), natri (Na), kali (K), rubidi (Rb), xesi (Cs), franxi (Fr)
- Cỏc nguyờn tố này cũng là những nguyờn tố đứng đầu mỗi chu kỡ (trừ chu kỡ 1)
2. Cṍu tạo và tính chṍt của kim loại kiờ̀m
Nguyờn tố
Li
Na
K
Rb
Cs
Cấu hỡnh electron
(He)2s1
(Ne)3s1
(Ar)4s1
(Kr)5s1
(Xe)6s1
Năng lượng ion húa, kJ/mol
520
500
420
400
380
Bỏn kớnh nguyờn tử, nm
0.15
1.19
0.24
0.25
0.27
Nhiệt độ núng chảy oC
180
98
64
39
29
Nhiệt độ sụi, oC
1330
892
760
688
690
Khối lượng riờng, g/cm3
0.53
0.97
0.86
1.53
1.90
Độ cứng (lấy kim cương = 10)
0.6
0.4
0.5
0.3
0.2
Kiểu mạng tinh thể
Lập phương tõm khối
3. Tớnh chất vật lớ của kim loại kiềm
a. Nhiệt độ núng chảy, nhiệt độ sụi thấp:  theo thứ tự giảm dần từ Li đến Cs, là do mạng tinh thể kim loại kiềm cú kiểu lập phương tõm khối trong đú liờn kết kim loại kộm bền
b. Khối lượng riờng nhỏ:  tăng dần từ Li đến Cs, là do cỏc kim loại kiềm cú mạng tinh thể rỗng hơn và nguyờn tử cú bỏn kớnh lớn hơn so với cỏc kim loại khỏc trong cựng chu kỡ.
c. Độ cứng thấp:  là do lực liờn kết giữa cỏc nguyờn tử kim loại yếu. Cú thể cắt cỏc kim loại kiềm bằng dao một cỏch dễ dàng
4. Tớnh chất húa học của kim loại kiềm
Năng lượng cần dựng để phỏ vỡ mạng tinh thể lập phương tõm khối của cỏc kim loại kiềm (năng lượng nguyờn tử húa) tương đối nhỏ.
Kim loại kiềm là những nguyờn tố nhúm s ( electron húa trị làm đầy ở phõn lớp s) cú bỏn kớnh nguyờn tử tương đối lơn. Năng lượng cần dựng để tỏch electron húa trị ( năng lượng ion húa) tương đối nhỏ.
Từ những đặc điểm trờn, chỳng ta dễ dàng suy ra kim loại kiềm là chất khử mạnh nhất trong số cỏc kim loại.
a. Tỏc dụng với phi kim: Natri khử dễ dàng cỏc nguyờn tử phi kim thành ion õm:   
b. Tỏc dụng với axit:  Natri khử dễ dàng ion dương trong dung dịch axit:
Dạng tụ̉ng quát:                 
Chú ý:phản ứng gõy nụ̉ nguy hiờ̉m                    
c. Tỏc dụng với nước:  
Dạng tụ̉ng quát:                 
=> Đờ̉ bảo quản các kim loại kiờ̀m người ta ngõm kim loại kiờ̀m trong dõ̀u hỏa.
=> Kim loại kiờ̀m phản ứng với dung dịch muụ́i :
Ví dụ: 
● K + dd CuCl2 
● Na + dd NH4NO3 
5. Ứng dụng của kim loại kiềm
- Dựng chế tạo hợp kim cú nhiệt độ núng chảy thấp
- Cỏc kim loại kali và natri dựng làm chất trao đổi nhiệt trong cỏc lũ phản ứng hạt nhõn
- Kim loại xesi dựng chế tạo tế bào quang điện
- Kim loại kiềm được dựng để điều chế một số kim loại kiềm bằng phương phỏp nhiệt kim loại
- Kim loại kiềm được dựng làm chất xỳc tỏc trong nhiều phản ứng hữu cơ và chế tạo chất chống nổ cho xăng
6. Điều chế kim loại kiềm
Kim loại kiềm rất dễ bị oxi húa thành ion dương, do vậy trong tự nhiờn kim loại kiềm chỉ tồn tại ở dạng hợp chất (muối). Nguyờn tắc điều chế là khử cỏc ion kim loại kiềm :
Tuy nhiờn sự khử cỏc ion này là rất khú khăn. Phương phỏp quan trọng nhất là điện phõn muối halogenua hoặc hiđroxit của chỳng ở dạng núng chảy. Phương trỡnh điện phõn điều chế natri cú thể biểu diễn như sau:
Ta thu được kim loại Na núng chảy ở cực õm, cỏc chất cũn lại thoỏt ra ở cực dương.
7. Một số hợp chất quan trọng của kim loại kiờ̀m. 
a. Natri hiđroxit 
● Tính chṍt vọ̃t lý: 
Natri hiđroxit là chất rắn, màu trắng, dễ hỳt ẩm, tan nhiều trong nước và tỏa nhiều nhiệt do tạo thành hiđrat. Dễ núng chảy ở 
Natri hiđroxit là bazơ mạnh, khi tan trong nước phõn li hoàn toàn thành ion
● Tính chṍt hóa học:
-Tỏc dụng với axit: 
- Tỏc dụng với oxit axit: 
 Nếu tỉ lệ số mol: 
 Nếu tỉ lệ số mol:
- Tỏc dụng với dung dịch muối:
● Ứng dụng
Natri hiđroxit cú nhiều ứng dụng quan trọng trong cỏc ngành cụng nghiệp chế biến dầu mỏ, luyện nhụm, xà phũng, giấy, dệt....
● Điờ̀u chờ́
Natri hiđroxit được điều chế bằng phương phỏp điện phõn dung dịch muối natri clorua:
Kết quả thu được cú lẫn tạp chất . Cho dung dịch bay hơi, kết tinh trước được tỏch dần khỏi dung dịch
b. Muối của kim loại Natri
● Natri clorua 
Natri clorua là chất rắn, dễ tan trong nước, khụng màu, núng chảy ở 
Natri clorua là thức ăn cần thiết cho người và gia sỳc. Ngoài ra, nú cũn là nguyờn liệu điều chế nhiều húa chất quan trọng khỏc như: clo, axit clohiđric, kim loại natri, natri hiđroxit, nước javen...
Natri clorua được khai thỏc từ nước biển hoặc mỏ muối trong lũng đất
● Muối natri hiđrocacbonat 
- Là chất rắn, màu trắng, tan ớt trong nước, bền ở nhiệt độ thường và phõn hủy ở nhiệt độ cao:
- Tính lưỡng tính
 + Là muối của axit yếu, khụng bền, tỏc dụng với axit mạnh:
 thờ̉ hiợ̀n tính bazơ
 + Là muối axit, tỏc dụng với kiềm:
 thờ̉ hiợ̀n tính axit
● Muối natri cacbonat 
- Là chất rắn, màu trắng, dễ tan trong nước. Ở nhiệt độ thường (duới 320C) nú tồn tại ở dạng muối ngậm nước . Ở nhiệt độ cao, muối này mất nước kết tinh, trở thành muối khan cú nhiệt độ núng chảy là 8500C .
- Tính bazơ: là muối của axit yếu, khụng bền (axit cacbonic), tỏc dụng với axit mạnh:
- Muối natri cacbonat là nguyờn liệu húa học quan trọng để sản xuất thủy tinh, xà phũng và nhiều muối khỏc. Trong nhà mỏy, dung dịch natri cacbonat dựng để tẩy sạch dầu mỡ bỏm trờn cỏc chi tiết mỏy trước khi sơn, mạ điện....
c. Cỏch nhận biết hợp chất Natri
Nhận biết hợp chất của Natri bằng phương phỏp thử màu ngọn lửa. Dựng dõy platin sạch nhỳng vào hợp chất natri (hoặc natri kim loại) rồi đem đốt trờn ngọn lửa đốn cồn, ngọn lửa sẽ cú màu vàng
II. Kim loại phõn nhóm chính nhóm II.(Kim loại kiờ̀m thụ̉)
1. Vị trớ của kim loại phõn nhúm chớnh nhúm II trong bảng HTTH
Kim loại cỏc phõn nhúm chớnh nhúm II cú cỏc nguyờn tố sau:beri (Be), magie (Mg), canxi ( Ca), stronti (Sr), bari (Ba), rađi (Ra).
Trong mỗi chu kỡ, nguyờn tố này đứng liền sau kim loại kiềm (trừ chu kỡ 1)
2. Cṍu tạo và tính chṍt của kim loại phõn nhúm chớnh nhúm II
Nguyờn tố
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
  Cấu hỡnh electron
(He) 2s2
(Ne) 3s2
(Ar) 4s2
(Kr) 5s2
(Xe) 6s2
  Năng lượng ion húa, 
 kJ/mol  M - 2e = M2+
1800
1450
1150
1060
970
  Bỏn kớnh nguyờn tử, nm
0.11
0.16
0.2
0.21
0.22
  Nhiệt độ núng chảy, oC
1280
650
838
768
714
Nhiệt độ sụi, oC
2770
1110
1440
1380
1640
Khối lượng riờng, g/cm3
1.85
1.74
1.55
2.6
3.5
Độ cứng (lấy kim cương =10)
2.0
1.5
1.8
 Kiểu mạng tinh thể
Lục giỏc đều
Lập phương tõm diện
Lập phương tõm khối
3. Tớnh chất vật lớ của kim loại phõn nhúm chớnh nhúm II
- Nhiệt độ núng chảy và nhiệt độ sụi tương đối thấp ( trừ beri)
- Độ cứng tuy cú cao hơn kim loại kiềm nhưng chỳng là những kim loại mềm hơn nhụm.
- Khối lượng riờng tương đối nhỏ, chỳng là những kim loại loại nhẹ hơn nhụm (trừ bari).
Những kim loại này cú tớnh chất vật lớ nờu trờn là do ion kim loại cú bỏn kớnh tương đối lớn, điện tớch nhỏ, lực liờn kết kim loại trong mạng tinh thể yếu
Kim loại cỏc phõn nhúm chớnh nhúm II cú nhiệt độ núng chảy, nhiệt độ sụi, khối lượng riờng biến đổi khụng theo một quy luật nhất định như kim loại kiềm là do cỏc kim loại cỏc phõn nhúm chớnh nhúm II cú những kiểu mạng tinh thể khụng giống nhau.
4.Tớnh chất húa học của kim loại cỏc phõn nhúm chớnh nhúm II
Kim loại cỏc phõn nhúm chớnh nhúm II là những nguyờn tố nhúm s, nguyờn tử cú 2 electron húa trị (), phần cũn lại cú cấu tạo giống nguyờn tử khớ trơ đứng trước trong HTTH.
Những kim loại cỏc phõn nhúm chớnh nhúm II cú bỏn kớnh nguyờn tử tương đối lớn. từ những đặc điểm trờn, chỳng ta dễ dàng suy ra kim loại cỏc phõn nhúm chớnh nhúm II là những chất khử mạnh, trong cỏc hợp chất chỳng cú số oxi húa là +2. Tớnh khử của kim loại này thể hiện qua cỏc phản ứng húa học sau:
a. Tác dụng với phi kim:
b. Tác dụng với axit:
- Kim loại cỏc phõn nhúm chớnh nhúm II khử dễ dàng ion trong dung dịch axit (,) thành hiđro tự do:
- Kim loại cỏc phõn nhúm chớnh nhúm II cú thể khửcủa dung dịch loóng xuống :
c. Tác dụng với nước
Trong nước (ở nhiệt độ thường ), Be khụng cú phản ứng, Mg khử chậm, cỏc kim loại cũn lại khử nước mạnh mẽ và tạo ra dung dịch bazơ:
5. Ứng dụng
Kim loại beri tạo ra những hợp kim cứng, đàn hồi, khụng bị ăn mũn, dựng chế tạo mỏy bay, vỏ tầu biển...
Kim loại magie tạo ra những hợp kim cú đặt tớnh nhộ và bền, dựng chế tạo mỏy bay, tờn lửa..
Kim loại canxi dựng làm chất khử để tỏch một số kim loại khỏi hợp chất, tỏch oxi, lưu huỳnh ra khỏi thộp....
Cỏc kim loại kiềm thổ cũn lại ớt cú ứng dụng trong thực tế
6. Điều chế kim loại cỏc phõn nhúm chớnh nhúm II
Phương phỏp chớnh để điều chế là điện phõn muối halogenua của chỳng ở dạng núng chảy. Phương trỡnh biểu diễn điện phõn dạng tổng quỏt cú thể biểu diễn dưới dạng: