Kiến thức lý thuyết chuyên đề 1 đại cương về kim loại

Trang 1 CHUYÊN ĐỀ 1: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI A. KIẾN THỨC LÝ THUYẾT I. VỊ TRÍ, CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI 1. Vị trí của kim loại trong bảng tuần hoàn Trong hóa học, kim loại là nguyên tố có thể tạo ra các điện tích dương (cation) và có các liên kết kim loại, và đôi khi người ta cho rằng nó tương tự như cation trong đám mây các điện tử. Các kim loại là một trong ba nhóm các nguyên tố được phân biệt bởi độ ion hóa và các thuộc tính liên kết của chúng, cùng với các á kim và các phi kim. Trong bảng tuần hoàn các nguyên tố, đường chéo vẽ từ bo (B) tới poloni (Po) chia tách các kim lo ại với các phi kim. Các nguyên tố trên đường này là các á kim, đôi khi còn gọi là bán kim loại; các nguyên tố ở bên trái của đường này là kim loại; các nguyên tố ở góc trên bên phải đường này là các phi kim. Các kim loại là những nguyên tố: Họ s: nhóm IA (trừ H) và nhóm IIA. Họ p: nhóm IIIA (trừ B), một phần của các nhóm IVA, VA, VIA. Họ d: nhóm IB đến VIIIB. Họ f: họ lantan và actini (chúng được xếp thành 2 hàng ở cuối bảng). Các phi kim phổ biến hơn các kim loại trong tự nhiên, nhưng các kim loại chiếm phần lớn vị trí trong bảng tuần hoàn, khoảng 80 % các nguyên tố là kim loại. Một số kim loại được biết đến nhiều nhất là nhôm, đồng, vàng, sắt, chì, bạc, titan, urani và kẽm. 2. Cấu tạo của kim loại: a. Cấu tạo của nguyên tử kim loại Tất cả các kim loại đặc trưng bằng khả năng dễ cho electron hóa trị để trở thành ion dương. Đa số các nguyên tử kim loại có một, hai hoặc ba electron ở lớp ngoài cùng. Đại lượng thế ion hóa có thể dùng để đo “tính kim loại” mạnh hay yếu của nguyên tố: thế ion càng nhỏ, electron càng dễ bứt ra khỏi nguyên tử, tính chất kim loại của nguyên tố thể hiện càng mạnh. Thế ion hoá thứ nhất là năng lượng bứt electron thứ nhất ra khỏi nguyên tử. b. Cấu tạo mạng của kim loại Kim loại tồn tại dưới 3 dạng tinh thể phổ biến: Trang 2 Mạng lập phương tâm khối có các ion dương (ion kim loại) nằm trên các đỉnh và tâm của hình lập phương. Ví dụ: Các kim loại kiềm, Cr, Fe... Mạng lập phương tâm diện có các ion dương (ion kim loại) nằm trên các đỉnh và giữa các mặt của hình lập phương. Ví dụ: Cu, Al, Pb... Mạng lăng trụ lục giác (lục phương) đều có các ion dương (ion kim loại) ở đỉnh, giữa 2 mặt đáy và giữa 2 đáy của hình lăng trụ. Ví dụ: Các kim loại nhóm II (Be, Mg, Ca,...). Trong tinh thể kim loại, ion dương và nguyên tử kim loại nằm ở những nút của mạng tinh thể. Các electron hóa trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể.  Liên kết kim loại là liên kết được hình thành do các electron tự do gắn các ion dương kim loại với nhau. II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ 1. Tính chất chung a. Tính dẻo Kim loại bị biến dạng khi tác dụng một lực cơ học đủ mạnh lên miếng kim loại: kim loại có khả năng dễ rèn, dễ dát mỏng dễ kéo sợi. Giải thích: Khi có tác động cơ học các cation kim loại trong mạng tinh thể trượt lên nhau, nhưng không tách rời nhau nhờ sức hút tĩnh điện của các e tự do với các cation kim loại. Những kim loại có tính dẻo cao là: Au, Ag, Al, Cu, Sn... b. Tính dẫn điện Kim loại có khả năng dẫn điện được, nhiệt độ của kim loại càng cao thì tính dẫn điện của kim loại càng giảm. Giải thích:  Khi được nối với nguồn điện, các e tự do đang chuyển động hỗn loạn trở lên chuyển động thành dòng trong kim loại.  Khi tăng nhiệt độ, sự dao động của các cation kim loại tăng lên, làm cản trở sự chuyển động của dòng e tự do trong kim loại. Kim loại khác nhau có tính dẫn điện khác nhau chủ yếu là do mật độ e tự do của chúng không giống nhau. Kim loại dẫn điện tốt nhất là Ag (49), Cu (46), Au (35,5), Al (26)… c. Tính dẫn nhiệt Kim loại có khả năng dẫn nhiệt. Giải thích: Những e tự do ở vùng nhiệt độ cao có động năng lớn hơn, chúng chuyển động đến vùng có nhiệt độ thấp hơn của kim loại và truyền năng lượng cho các ion dương ở đây. Tính dẫn nhiệt của kim loại giảm dần theo thứ tự: Ag, Cu, Al, Fe… d. Ánh kim Vẻ sáng của kim loại gọi là ánh kim. Hầu hết kim loại đều có ánh kim. Giải thích: các e tự do có khả năng phản xạ tốt những tia sáng có bước sóng mà mắt ta có thể nhận được. Tóm lại: Những tính chất vật lí chung của kim loại như trên chủ yếu là do các e tự do trong kim loại gây ra. 2. Tính chất riêng  Khối lượng riêng: Trang 3 Kim loại khác nhau có khối lượng riêng khác nhau rõ rệt (nhẹ nhất Li (D = 0,5), nặng nhất (Os có D = 22,6). Quy ước:  Kim loại nhẹ có D < 5g 3 cm (Na, K, Mg, Al…)  Kim loại nặng có D > 5g 3 cm (Fe, Zn, Pb, Cu, Ag, Hg…)  Nhiệt độ nóng chảy: Kim loại khác nhau có nhiệt độ nóng rất khác nhau, thấp nhất là Hg ( 39 C  ), cao nhất là W ( 3410 C  ). Quy ước:  Kim loại có nhiệt độ nóng chảy < 1500 C  là kim loại dễ nóng chảy.  Kim loại có nhiệt độ nóng chảy > 1500 C  là kim loại khó nóng chảy.  Tính cứng: Những kim loại khác nhau có tính cứng khác nhau. Quy ước kim cương có độ cứng là 10 thì: Cr là 9, W là 7, Fe là 4,5, Cu và Al là 3,… Kim loại có độ cứng thấp nhất là các kim loại thuộc nhóm IA, ví dụ Cs có độ cứng là 0,2. Các tính chất: khối lượng riêng, nhiệt độ nóng chảy, tính cứng phụ thuộc vào độ bền của liên kết kim loại, nguyên tử khối, kiểu mạng tinh thể… của kim loại. II. TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG Vì kim loại có e hóa trị ít, bán kính nguyên tử lớn, độ âm điện thấp, năng lượng ion hóa của nguyên tử thấp nên tính chất hóa học đặc trưng của kim loại là tính khử (dễ bị oxi hóa): n M M ne   1. Tác dụng với phi kim Hầu hết kim loại đều tác dụng được với phi kim trừ Au, Ag, Pt Tác dụng với oxi: 4M + nO2 t   2n 2M O Ví dụ: 4Al + 3O2 t   2Al2O3 Chú ý: Fe có thể bị oxi hóa bởi oxi cho nhiều oxit khác nhau. 3Fe + 2O2 t   Fe3O4 2Fe + O2 t   2FeO 4Fe + 3O2 t   2Fe2O3 Tác dụng với halogen (X2): 2M + nX2 t   n 2MX Ví dụ: 2Fe + 3Cl2 t   2 FeCl3 Cu + Cl2 t   CuCl2 Tác dụng với lưu huỳnh: 2M + nS t   2n MS Ví dụ: Fe + S t   FeS Hg + S → HgS 2. Tác dụng với axit a. Axit có tính oxi hóa do ion hidro (HCl, H2SO4 loãng) 2M + 2nH  → n 2Mg  + nH2 ↑ Ví dụ: Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 ↑ Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2 ↑ Chú ý: Các kim loại đứng sau hidro trong dãy điện hóa không có phản ứng này. b. Axit có tính oxi hóa không phải do nguyên tử hidro (HNO3, H2SO4 đặc) Trang 4 Hầu hết kim loại tác dụng được (trừ Au và Pt), không giải phóng hidro mà tạo ra các sản phẩm của N hay S: Với axit HNO3 Sơ đồ: M + HNO3 →   3 n M NO +           2 2 4 NO kh«ng mµu hãa n©u trong kh«ng khÝ NO khÝ mµu n©u N NH + H2O Chú ý: + Nếu HNO3 đặc thì giải phóng NO2. + Nếu HNO3loãng thì kim loại đứng sau H sẽ tạo ra NO; kim loại đứng trước H sẽ tạo ra NO hoặc (N2O, N2, 4 NH  ). + Nếu kim loại có nhiều hóa trị thì tạo ra hóa trị tối đa. Với axit H2SO4 đặc Sơ đồ: M + H2SO4 →   24 n M SO +      2 2 S H S (mïi trøng thèi) SO (mïi h¾c) + H2O Chú ý: Al, Fe, Cr: thụ động (không tác dụng) với axit HNO3, H2SO4 đặc, nguội. 3. Tác dụng với nước Ở nhiệt độ thường chỉ có 5 kim loại kiềm (Li, Na, K, Rb, Cs) và 3 kim loại kiềm thổ (Ca, Sr, Ba) tác dụng được với nước tạo ra dung dịch kiềm và khí H2. 2M + 2aH2O → 2M   a OH + aH2 ↑ Ví dụ: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 ↑ Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 ↑ Một số kim loại có tính khử trung bình khử được hơi nước ở nhiệt độ cao như Zn, Fe… tạo ra oxit và hidro. Các kim loại có tính khử yếu như Cu, Ag, Hg… không khử được H2O dù ở nhiệt độ nào. Một số kim loại có hidroxit lưỡng tính thì tác dụng với H2O trong môi trường kiềm như: Al, Zn, Be, Sn, Cr. Ví dụ: Al + H2O + NaOH → NaAlO2 + 3 2 H2 ↑ Zn + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2 ↑ 4. Tác dụng với dung dịch muối a. Với các kim loại trung bình yếu (không tác dụng được với H2O ở nhiệt độ thường) có thể khử được ion kim loại kém hoạt động hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do. Ví dụ: Zn + CuCl2 → ZnCl2 + Cu 2Al + 3CuCl2 → 2AlCl3 + 3Cu b. Với các kim loại mạnh (tác dụng được H2O ở nhiệt độ thường) thì xảy ra qua 2 giai đoạn: Giai đoạn 1: kim loại tác dụng với nước tạo ra dung dịch kiềm và hidro. Giai đoạn 2: dung dịch kiềm tác dụng với muối (nếu thỏa mãn điều kiện xảy ra) Ví dụ: Khi cho Na vào lượng dư dung dịch CuCl2 Na + H2O → NaOH + 1 2 H2 ↑ (Giai đoạn 1) 2NaOH + CuCl2 → Cu(OH)2 ↓ + 2NaCl (Giai đoạn 2) Trang 5 Hay 2Na + 2H2O + CuCl2 → Cu(OH)2 ↓ + 2NaCl + H2 ↑ IV. HỢP KIM 1. Định nghĩa Hợp kim là chất rắn thu được sau khi nung nóng chảy một hỗn hợp nhiều kim loại khác nhau, hoặc hỗn hợp kim loại và phi kim loại. 2. Cấu tạo của hợp kim Tinh thể hỗn hợp: gồm những tinh thể của các đơn chất trong hỗn hợp ban đầu nóng chảy tan vào nhau. Ví dụ: Hợp kim Ag = Au Tinh thể hợp chất hóa học: là tinh thể của những hợp chất hóa học được tạo ra khi nung nóng chảy các đơn chất trong hỗn hợp. Ví dụ: Hợp kim Al – C tạo hợp chất Al4C3, Fe – C tạo hợp chất Fe3C… Các hợp kim thường cứng, giòn hơn các đơn chất ban đầu, nhưng tính dẫn nhiệt, dẫn điện kém các đơn chất ban đầu. V. DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI 1. Khái niệm  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.  Cặp oxi hóa – khử của kim loại Dạng oxi hóa và dạng khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa – khử: Dạng oxi hóa dạng khử. Ví dụ: 2 Cu Cu  ; 3 2 Fe Fe   ; 2 Ag Ag   Pin điện hóa: Là thiết bị gồm 2 thanh kim loại nhúng trong dung dịch muối của nó được nối bằng cầu muối. Ví dụ: Lá Zn nhúng trong ZnSO4, Cu nhúng trong CuSO4, 2 dung dịch này nối với nhau qua cầu muối: Lá Zn bị ăn mòn vì Zn bị oxi hóa; Zn → 2 Zn  + 2e Trang 6 Các e này di chuyển qua lá Cu thông qua dây dẫn (làm kim vôn kế bị lệch). Trong dung dịch CuSO4 các ion 2 Cu  di chuyển đến lá Cu, tại đây chúng bị khử thành Cu, rồi bám lên lá Cu. 2 Cu  + 2e → Cu Ion 2 Cu  trong dung dịch bị giảm dần nồng độ. Vai trò của cầu muối: trung hòa điện tích của 2 dung dịch: các ion dương 4 NH  hoặc K  và 2 Zn  di chuyển qua cầu muối đến cốc đựng dung dịch CuSO4. Ngược lại các ion âm 3 NO  , 2 4 SO  di chuyển qua cầu muối đến cốc đựng dung dịch ZnSO4. Zn đóng vai trò điện cực âm (anot) là nơi xảy ra sự oxi hóa. Cu đóng vai trò điện cực dương (catot) là nơi xảy ra sự khử.  Thế điện cực: Sự xuất hiện dòng điện đi từ cực đồng sang cực kẽm chứng tỏ rằng có sự chênh 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 âm (   E  ) được gọi là suất điện động của pin điện hóa:     pin E E E   Ví dụ: 22 0 0 0 pin Cu Cu Zn Zn E E E    Điện cực hidro chuẩn: Tấm platin (Pt) nhúng trong dung dịch axit có nồng độ ion H  là 1M. Bề mặt được hấp thụ bởi khí hidro dưới áp suất 1atm. 2 0 2H H E  = 0,00 V.  Thế điện cực chuẩn kim loại: Điện cực kim loại mà nồng độ ion kim loại trong dung dịch bằng 1M được gọi là điện cực chuẩn. Thế điện cực chuẩn của kim loại cần đo được chấp nhận bằng sức điện động của pin tạo bởi điện cực hidro chuẩn và điện cực chuẩn của kim loại cần đo. 2. Ý nghĩa của dãy thế điện cực chuẩn của kim loại  So sánh tính oxi hóa – khử: Trong dung dịch nước thế điện cực chuẩn của kim loại 0n M M E  càng lớn thì tính oxi hóa của cation n M  và tính khử của kim loại M càng yếu (ngược lại).  Xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử: Cation kim loại trong cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn lớn hơn có thể oxi hóa được kim loại trong cặp có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn. Dựa vào thế điện cực chuẩn của kim loại để sắp xếp nhỏ bên trái, lớn bên phải. Viết phương trình phản ứng theo quy tắc anpha (α). Kim loại trong cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn âm khử được ion H  của dung dịch axit.  Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa:     pin E E E   Suất điện động của pin điện hóa luôn là số dương.  Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa – khử: Dựa vào     pin E E E   Một số công thức liên quan đến 0 E : + Suất điện động của pin có liên quan đến năng lượng Gip ΔG (còn gọi là entanpi tự do) của phản ứng: G nFE    và ở các điều kiện chuẩn 00 G nFE    . Trong đó: Trang 7 điện phân nóng chảy điện phân dung dịch 0 E và E là sức điện động (V) của pin ở điều kiện chuẩn và điều kiện khác với điều kiện chuẩn. F là hằng số faraday. 0 G  , ΔG là biến thiên năng lượng Gip (J) ở điều kiện chuẩn và điều kiện bất kì. n là số e tối thiểu trao đổi trong phản ứng oxi hóakhử. + Phương trình Nerst: Ox + ne   Kh Phương trình của thế điện cực là:     0 Ox 0,059 E E 1g n Kh    VI. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI 1. Nguyên tắc Khử ion kim loại thành kim loại: n M ne M   2. Phương pháp: Có 3 phương pháp chính  Phương pháp thủy luyện: Dùng kim loại mạnh khử (không tác dụng được với H2O ở t  thường) kim loại yếu ra khỏi muối. Ví dụ: Zn + CuCl2 → ZnCl2 + Cu Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag  Phương pháp này dùng để điều chế kim loại có tính khử yếu.  Phương pháp nhiệt luyện: Dùng chất khử (CO, H2, C, Al) để khử ion kim loại trong các oxit. Ví dụ: CO + CuO → Cu + CO2 H2 + CuO → Cu + H2O 3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2  Phương pháp này dùng để điều chế kim loại hoạt động trung bình và yếu (sau nhôm).  Phương pháp điện phân: Dùng dòng điện một chiều trên catot (cực âm) để khử ion kim loại: Điện phân dung dịch nóng chảy: Dùng để điều chế các kim loại từ Al trở về trước. Ví dụ: 2NaCl 2Na + Cl2 Điện phân dung dịch (trong nước): dùng để điều chế các kim loại sau Al Ví dụ: Điện phân dung dịch CuCl2 CuCl2 Cu + Cl2 ↑ VII. SỰ ĐIỆN PHÂN 1. Khái niệm Là quá trình oxi hóa – khử xảy ra trên bề mặt điện cực khi có dòng điện một chiều đi qua chất điện li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li. 2. Sự điện phân của các chất điện li  Điện phân chất điện li nóng chảy: Chất điện li nóng chảy phân li thành ion. Cation chuyển về catot, anion chuyển anot. Tại catot: cation kim loại nhận e thành kim loại. Tại anot: anion nhường e thành phi kim.  Điện phân dung dịch chất điện li trong nước: Ở catot thứ tự điện phân: Ag  , 3 Fe  , 2 Cu  , H  (của axit), 2 Pb  ,… 2 Fe  , 2 Zn  , H  (của nước) Ở anot thứ tự điện phân: 2 S  , I  , Br  , Cl  , OH  Trang 8 Khác với phản ứng oxi hóa khử thông thường, phản ứng điện phân do tác dụng của điện năng và các chất trong môi trường điện phân không trực tiếp cho nhau e mà phải truyền qua dây dẫn. 3. Định luật Faraday A A Q A It It m . n n F n 96500 n.96500      Trong đó: m: số gam dạng sản phẩm sinh ra trên điện cực n: số electron trao đổi Q = It: điện lượng đi qua dung dịch với cường độ dòng điện là I, thời gian t và có đơn vị là Coulomb; I (A); t (giây) F: hằng số Faraday; 1F = 96487 C 9650 C  A n : gọi là đương lượng điện hóa, gọi tắt là đương lượng, kí hiệu là Đ. A n là số mol của A 4. Ứng dụng của phương pháp điện phân Điều chế các kim loại Điều chế một số phi kim: H2, O2, F2, Cl2 Điều chế một số hợp chất: KMnO4, NaOH, H2O2, nước Giaven… Tinh chế một số kim loại: Cu, Pb, Zn, Fe, Ag, Au… Mạ điện: Điện phân với anot tan được dùng trong kĩ thuật mạ điện, nhằm bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mòn và tạo vẻ đẹp cho vật mạ. Trong mạ điện, anot là kim loại dùng để mạ như: Cu, Ag, Au, Cr, Ni  catot là vật cần được mạ. Lớp mạ rất mỏng thường có độ dày từ: 5 5.10  đến 3 1.10  cm. VIII. SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI 1. Định nghĩa Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường. Hậu quả kim loại bị oxi hóa thành ion kim loại: n M M ne   2. Phân loại Có 2 dạng ăn mòn kim loại:  Ăn mòn hóa học Định nghĩa: là sự phá hủy kim loại do kim loại phản ứng hóa học với chất khí hoặc hơi nước ở nhiệt độ cao. Bản chất: là quá trình oxi hóa – khử, trong đó kim loại cho e và môi trường nhận e. Đặc điểm: nhiệt độ càng cao tốc độ ăn mòn càng nhanh và không sinh ra dòng điện.  Ăn mòn điện hóa Định nghĩa: là sự phá huỷ kim loại khi kim loại tiếp xúc với môi trường điện li tạo ra dòng điện. Điều kiện: + Các điện cực phải khác nhau về bản chất. Có thể là cặp hai kim loại khác nhau, kim loại phi kim hay kim loại hợp chất. Kim loại có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn là cực âm. + Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau qua dây dẫn. + Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li. Bản chất: là các quá trình oxi hóa, khử xảy ra trên bề mặt điện cực tạo ra dòng điện. Cơ chế: + Điện cực âm (thường là các kim loại mạnh hơn) cho e thành ion dương, các e này di chuyển sang điện cực dương. + Điện cực dương: H + , H2O nhận e thành H2, OH + Ion dương kim loại kết hợp với OH thành hidroxit, bị phân huỷ thành oxit. Trang 9 Ví dụ: Ăn mòn điện hóa học hợp kim của sắt (gang, thép) trong không khí ẩm Gang, thép là hợp kim Fe – C gồm những tinh thể Fe tiếp xúc trực tiếp với tinh thể C (graphit). Không khí ẩm có chứa H2O, CO2, O2,... tạo ra lớp dung dịch chất điện li phủ lên bề mặt gang, thép làm xuất hiện vô số pin điện hóa mà Fe là cực âm, C là cực dương. Ở cực âm xảy ra sự oxi hóa: Fe → Fe 2+ + 2e Ở cực dương xảy ra sự khử: 2H + + 2e → H2 O2 + 2H2O + 4e → 4OH  Tiếp theo: Fe 2+ + 2OH  → Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + O2(kk) + 2H2O → 4Fe(OH)3 Theo thời gian Fe(OH)3 sẽ bị mất nước tạo ra gỉ sắt có thành phần chủ yếu là Fe2O3.xH2O  So sánh sự ăn mòn hóa học và sự ăn mòn điện hóa học Phân loại Sự ăn mòn hóa học Sự ăn mòn điện hóa học Điều kiện xảy ra ăn mòn Thường xảy ra ở những thiết bị lò đốt hoặc những thiết bị thường xuyên phải tiếp xúc với hơi nước và khí oxi Các điện cực phải khác nhau, có thể là cặp hai kim loại khác nhau hoặc cặp kim loại phi kim hoặc cặp kim loại hợp chất hóa học (như Fe3C). Trong đó kim loại có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn sẽ là cực âm. Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau qua dây dẫn, các điện cực phải tiếp xúc với dung dịch chất điện li. Cơ chế của sự ăn mòn Thiết bị bằng Fe tiếp xúc với hơi nước, khí oxi thường xảy ra phản ứng: 3Fe + 4H2O t   Fe3O4 + 4H2O 3Fe + 2O2 t   Fe3O4 Sự ăn mòn điện hóa một vật bằng gang (hợp kim Fe C) (hoặc thép) trong môi trường không khí ẩm có hòa tan khí CO2, SO2, O2... sẽ tạo ra một lớp dung dịch điện li phủ bên ngoài kim loại. Tinh thể Fe (cực âm), tinh thể C là cực dương. Ở cực dương: xảy ra phản ứng khử: 2H + + 2e → H2 ; O2 + 2H2O + 4e → 4OH  Ở cực âm: xảy ra phản ứng oxi hóa: Fe → Fe 2+ + 2e Những Fe 2+ tan vào dung dịch chứa oxi → Fe 3+ và cuối cùng tạo gỉ sắt có thành phần Fe2O3.nH2O Bản chất của sự ăn mòn Là quá trình oxi hóa khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường, ăn mòn xảy ra chậm. Là sự ăn mòn kim loại do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng điện. Ăn mòn điện hóa xảy ra nhanh hơn ăn mòn hóa học. 3. Cách chống ăn mòn kim loại a. Cách li kim loại với môi trường Theo phương pháp này thì dùng các chất bền vững đối với môi trường để phủ ngoài mặt đối với những vật làm bằng kim loại. Như: Sơn chống gỉ, vecni... Mạ điện bằng các kim loại như thiếc, crom, kẽm... Dùng các chất hóa học bền vững đối như oxit kim loại, photphat kim loại (phương pháp tạo màng). b. Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox) c. Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm) d. Phương pháp điện hóa Trang 10 Để bảo vệ một kim loại người ta nối kim loại này với một kim loại khác có tính khử mạnh hơn.