(TIỂU LUẬN) hóa lý TRONG TRƯỜNG PHỔ THÔNG chuyên đề pin điện và điện phân

TRƯỜNG ĐẠI HỌC SƯ PHẠM – ĐẠI HỌC ĐÀ NẴNG - KHOA HÓA HỌC – HÓA LÝ TRONG TRƯỜNG PHỔ THÔNG Chuyên đề: Pin điện điện phân Giảng viên Vũ Thị Duyên Sinh viên thực Nguyễn Thị Thu Hòa Nguyễn Thị Ngọc Hiệp Nguyễn Kim Chi Nguyễn Thị Xn Thùy Nguyễn Trọng Hồng Lớp SH 19SHH Khóa 2019 MỤC LỤC VẤN ĐỀ 10: PIN ĐIỆN VÀ ĐIỆN PHÂN LỜI MỞ ĐẦU A PIN ĐIỆN Oxi hóa – khử Thế điện cực chuẩn kim loại 10 Pin Galvani 16 B SỰ ĐIỆN PHÂN 19 Mục tiêu 19 Khái niệm 19 Nguyên tắc chung: 19 Phương pháp điện phân 20 Mạ điện tinh chế kim loại 24 Ứng dụng: 25 VẤN ĐỀ 10: PIN ĐIỆN VÀ ĐIỆN PHÂN LỜI MỞ ĐẦU Theo chương trình Giáo dục phổ thơng 2018, Pin điện điện phân nội dung chương trình mơn Hóa học 12 nội dung chương trình thuộc phần kiến thức sở hóa học chung Chủ đề Pin điện điện phân có nhiều ứng dụng sống Thơng qua học tập tìm hiểu, học sinh vận dụng kiến thức hiểu biết cấu trúc, lượng hay chế để lí giải quy luật q trình điện hóa, giải thích ứng dụng pin điện, điện phân trình sản xuất đời sống, chế tạo lắp ráp pin đơn giản từ sử dụng sống với nguyên liệu an tồn, dễ tìm, cho hiệu cao bảo vệ môi trường Chúng em mong rằng, chuyên đề có lợi ích việc giảng dạy theo chương trình giáo dục phổ thông tương lai Nội dung: Mục tiêu Năng lực A THẾ ĐIỆN CỰC VÀ NGUỒN ĐIỆN HĨA HỌC Nhận thức KT hóa học Mơ tả cặp oxi hóa – khử kim loại Trình bày ý nghĩa giá trị điện cực chuẩn Sử dụng bảng giá trị điện cực chuẩn để: + So sánh tính khử, tính oxi hóa cặp oxi hóa – khử kim loại + Dự đoán chiều xảy phản ứng cặp oxi hóa – khử + Tính sức điện động tạo pin điện hóa hai cặp oxi hóa – khử Tìm hiểu giới tự hóa học góc Vận dụng kiến thức hóa học Nhận thức kiến thức hóa học Tìm hiểu giới tự góc hóa học Vận dụng kiến thức hóa học A PIN ĐIỆN Mục tiêu:  Mơ tả được cặp oxi hoá – khử kim loại  Nêu được gia trị thế điên cực chuẩn la đại lượng đanh gia khả khử giữa cac dạng khử, khả oxi hoá giữa cac dạng oxi hoá điều kiên chuẩn  Sử dụng bảng gia trị thế điên cực chuẩn để: So sanh được tính khử, tính oxi hoá giữa cac cặp oxi hoá – khử; Dự đoan được chiều hướng xảy phản ứng giữa hai cặp oxi hố – khử; Tính được sức điên đợng của pin điên hoá tạo bởi hai cặp oxi hoá – khử  Nêu đượợ̣c cấu tạợ̣o, nguyên tắc hoạợ̣t độợ̣ng củủ̉a pin Galvani, ưu nhượợ̣c điểủ̉m chíí́nh mợợ̣t số loạợ̣i pin khác acquy (accu), pin nhiên liệu; pin mặợ̣t trời  Lắp ráp đượợ̣c pin đơn giảủ̉n (Pin đơn giảủ̉n: kim loạợ̣i khác cắm vào quảủ̉ chanh, lọ nướí́c muối ) đo đượợ̣c sứí́c điện đợợ̣ng củủ̉a pin Oxi hóa – khử 1.1 Khái niệm, phương pháp xác định số oxi hóa Số oxi hóa điện tíí́ch quy ướí́c - ion giảủ̉ tưởủ̉ng người đặợ̣t đểủ̉ tiện phân loạợ̣i phảủ̉n ứí́ng Ví dụ người ta xem phân tử HNO tạo thành từ ion H+, ion N+5 ion O-2, thực tế khơng có ion N+5 (mà có ion NO3-) Vì với số oxi hóa phải viết dấu (+ hay -) trước đến số sau (Cịn ion có thật tồn dung dịch phải viết số trước dấu sau, Na 2SO4 phân ly hoàn toàn nước cho Na+ SO42- ) Người ta quy ước: - Số oxi hóa Oxygen hợp chất -2 (trừ trường hợp trạng thái đơn chất oxi có số oxi hóa 0, peroxit oxi có số oxi hóa -1, cịn OF2 oxi có số oxi hóa +2) - Hidro có số oxi hóa +1 (trừ trường hợp đơn chất hidro có số oxi hóa 0; hidrit hidro có số oxi hóa -1) Flo ln ln có số oxi hóa -1 (trừ trạng thái đơn chất flo có số oxi hóa 0) - Số oxi hóa chất (đơn chất, hợp chất, ion) điện tích chất Ví dụ số oxi hóa phân tử H2SO4 0, Al 0) - Số oxi hóa chất tổng số oxi hóa nguyên tố cấu tạo nên chất Từ ta tính tất số oxi hóa nguyên tố chất Một ngun tố thơng thường có nhiều số oxi hóa, số oxi hóa thấp phi kim = số thứ tự phân nhóm - 8, cịn kim loại có số oxi hóa thấp = Số oxi hóa cao thơng thường với số nhóm, có số ngoại lệ như: O, F, Fe, Cu, Au Vì F nguyên tố có độ âm điện mạnh nên khơng thể bị điện tử phản ứng hóa học, nên F khơng thể có mức oxi hóa dương mà mức oxi hóa cao F = (trong đơn chất F2), lý tương tự O có mức oxi hóa cao +2 hợp chất OF2… 1.2 Định nghĩa phản ứng oxi hóa khử - Chất oxi hóa (chất bịợ̣ khửủ̉): chất nhận electron phảủ̉n ứí́ng hóa học Do sau phản ứng số oxi hóa chất giảm - Chất khửủ̉ (chất bịợ̣ oxi hóa): chất nhường electron phảủ̉n ứí́ng hóa học Vì sau phản ứng số oxi hóa tăng - Q trình (sựợ̣) oxi hóa mợợ̣t chất q trình chất khửủ̉ nhường electron đểủ̉ tạợ̣o thành chất oxi hóa - Q trình (sựợ̣) khửủ̉ mợợ̣t chất q trình nhận chất oxi hóa nhận electron đểủ̉ tạợ̣o thành chất khửủ̉  Phảủ̉n ứí́ng oxi hóa khửủ̉ phảủ̉n ứí́ng hóa học có sựợ̣ chủủ̉n electron giữữ̃a chất phảủ̉n ứí́ng hay phảủ̉n ứí́ng hóa học có sựợ̣ thay đổi số oxi hóa củủ̉a mợợ̣t số ngun tố Ví dụ: Q trình thay đổi số oxi hóa : - Nguyên tử Fe nhường electron, chất khử Sự nhường electron nguyên tử Fe gọi oxi hóa nguyên tử Fe - Nguyên tử Cu nhận electron, chất oxi hóa Sự nhận electron nguyên tử Cu gọi khử nguyên tử Cu 1.3 Các phương pháp cân phản ứng oxi hóa khử 1.3.1 Phương pháp cân đại số đơn giản - Nguyên tắc cân bằng: Số nguyên tử nguyên tố nằm hai vế - Quy trình cân bằng: Đặt ẩn số hệ số hợp thức Dùng định luật bảo toàn khối lượng để cân nguyên tố lập phương trình đại số Ví dụ: a FeS2 + b O2→ c Fe2O3 + d SO2 Ta có: Fe: a = 2c S: 2a = d O: 2b = 3c + 2d Chọn c = a=2, d=4, b = 11/2 Nhân tất hai vế với ta phương trình 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 1.3.2 Sử dụng theo phương pháp cân electron Nguyên tắc: Dựa vào bảo toàn số electron nghĩa tổng số electron chất khử cho luôn tổng số electron chất oxi hóa nhận Các bướí́c cân cân phảủ̉n ứí́ng oxi hố khửủ̉: Bước 1: Hồn thành sơ phan ưng vơi cac ngun tơ co sư thay đơi sơ oxi hoa Bước 2: Hồn thiện cac qua trinh: khư (cho electron), oxi hoa (nhân electron) Bước 3: Cân băng electron: nhân sô đê: Tông sô electron cho = tông sô electron nhân (tông sô oxi hoa giam = tông sô oxi hoa tăng) Bước 4: Cân băng nguyên tô không thay đổi số oxi hố:  kim loại (ion dương)  gơc axit (ion âm)  môi trương (axit, bazơ)  nươc (cân băng H2O đê cân băng hiđro) Bước 5: Kiêm soat sô nguyên tư oxi vê (phai băng nhau) 1.3.3 Phương pháp cân phương trình oxi hóa khử theo ion – electron: Đối tượợ̣ng áp dụợ̣ng: sử dụng trình diễn dung dịch, có xuất mơi trường (H2O, dung dịch axit, bazơ tham gia) Các nguyên tắc bảủ̉n áp dụợ̣ng: - Trường hợp phản ứng có axit tham gia: bên phương trình thừa O phải thêm H+ để tạo H2O ngược lại - Trường hợp phản ứng có bazơ tham gia: bên phương trình thừa O phải thêm H2O để tạo OHCác bướí́c tiếí́n hành: Bước 1: Tach ion, tính số cac nguyên tô co sô oxi hoa thay đôi sau viêt cac nưa phan ưng oxi hoa – khư Bước 2: Cân băng cac ban phan ưng:  Cân băng sô nguyên tư nguyên tô hai vê phương trình  Thêm H+ OH Thêm H2O đê làm đảm bảo cân băng sô nguyên tư H  Tính tốn cho sơ ngun tư oxi vê phải cân  Tiếp theo cân băng điên tich: thêm electron vao môi nưa phan ưng đê cân băng điên tich phương trình Bước 3: Cân băng electron: tiến hành nhân sô đê: Tông sô electron cho = tông sô electron nhân (tông sô oxi hoa giam = tông sô oxi hoa tăng) Bước 4: Công tổng cac nưa phan ưng ta co phương trinh ion thu gon Bước 5: Đê chuyên phương trinh dang ion thu gon phương trinh ion đu va phương trinh phân tư cân công vao vê lương băng cac cation hoăc anion đê bu trư điên tich ta cân phản ứng oxi hóa khử Ví dụ: KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O MnO4- + 5e+ 8H+ → Mn2+ + 4H2O SO32- + H2O → SO42- + 2e- + 2H+  Cộng bán phản ứng: 2MnO4- + 5SO32- + 16H+ + 5H2O → 2Mn2+ + 5SO42- + 8H2O + 10H+  Đơn giản vế: 2MnO4- + 5SO32- + 6H+ → 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O  Thêm ion tương ứng vào vế: 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O 1.4 Cặp oxi hóa – khử kim loại 1.4.1 Thế cặp oxi hóa – khử kim loại Mỗi dạợ̣ng oxi hóa dạợ̣ng khửủ̉ củủ̉a mộợ̣t nguyên tố kim loạợ̣i tạợ̣o nên cặợ̣p oxi hóa khửủ̉ - Kí hiệu: Dạng oxi hóa/ Dạng khử : Mn+/M - Ví dụ: Fe2+/Fe, Cu2+/Cu 1.4.2 Xu hướng dạng oxi hóa khử ? - Dạng oxi hóa Mn+ có xu hướng nhận electron - Dạng khử M có xu hướng nhường electron 1.5 Ý nghĩa phản ứng oxi hóa – khử Phản ứng oxi hóa khử loại phản ứng xảy nhiều hóa học trình quan trọng thiên nhiên Sự hơ hấp tập hợp q trình, thể lấy oxi từ bên ngồi vào để oxi hóa chất tế bào giải phóng lượng cho hoạt động sống, đồng thời giải phóng khí CO2 Q trình quang hợp thực vật ngược lại, thực vật hấp thụ khí CO2 giải phóng khí O2 tác dụng ánh sáng mặt trời, xúc tác chất diệp lục, thông qua phản ứng: 6nCO2 + 6nH2O -> (C ¿¿ H12 O6)n ¿+ 6nO2 Sự trao đổi chất hàng loạt q trình sinh học khác có sở phản ứng oxi hóa khử Sự đốt cháy nhiên liệu động phản ứng oxi hóa khử: CnHm (C2H5OH) + O2 -> CO2 + H2O điện cực cực Li+/Li Li++ e- K+/K K++ e- Cs+/Cs Cs++ e- Ba2+/Ba Ba2++2e- Ca2+/Ca Ca2++2e- Na+/Na Mg2+/Mg Na++ eMg++2e- Be2+/Be Be2++2e- Al3+/Al Al3++ 3e- Mn2+/Mn Mn2++2e- Zn2+/Zn Zn2++2e- Cr3+/Cr Cr3++ 3e- Fe2+/Fe Fe2++2e- Co2+/Co Co2++2e- Ni2+/Ni Ni2++2e- Pin Galvani Pin điện hóa cịn gọi ngun tố Galvani - nguyên tố điện hóa, nguồn điện hóa học biến hóa thành điện Thuật ngữ "nguyên tố" muốn nói đến pin phần tử ban đầu Cấu tạo: Gồm điện cực, điện cực gọi bán pin Mỗi điện cực gồm kim loại nhúng vào dung dịch muối kim loại nối điện cực dây dẫn có dịng điện qua, dịng điện tồn cần phải có cầu nối điện cực (như hình vẽ) Ví dụ: Pin Daniels - Jacobi (Pin Cu - Zn) Sự hoạt động Pin * Ở điện cực Zn: Xảy trình oxi hóa: Zn * Ở điện cực Cu: Xảy q trình khử: Nếu khơng có dây dẫn bán phản ứng (1) (2) mau chóng đạt đến cân Bây ta nối hai điện cực dây dẫn khử điện cực khác (phụ thuộc vào chất điện cực, dung môi, nồng độ) nên Zn tích tụ lượng điện tích âm (electron) nhiều Cu Vì có khuyếch tán electron từ nơi nhiều sang nơi (để entropy tăng), lượng electron nơi Zn chuyển qua Cu (ít electron hơn) dịng điện phát sinh làm phá vỡ cân cũ cần phải lập lại cân mới, tức Zn tiếp tục tan cho electron để “bù đắp” lại lượng electron bị chuyển đi, dung dịch ZnSO4 lượng điện tích dương (Zn 2+) tăng lên lượng điện tích âm SO42- không đổi Lượng electron từ Zn theo dây dẫn qua Cu lại phá vỡ cân nơi Cu, nên xảy trình: Cu2+ + 2e- → Cu Các ion Cu2+ dung dịch nhận electron trở thành Cu kim loại bám vào điện cực - dung dịch CuSO4 bị Cu2+ nên lượng điện tích dương giảm đi, lượng điện tích âm SO42- không đổi - Tác dụng cầu muối: Ta thấy dòng electron từ Zn chuyển sang Cu nên dòng điện phát sinh dòng điện ngừng lập tức, có chênh lệch điện tích dung dịch hai điện cực làm ngăn trở chuyển dời electron Để làm biến chênh lệch điện tích, người ta làm cầu muối điện cực - cầu muối dung dịch điện li - có nhiệm vụ làm cân điện tích điện cực - dịng điện tiếp diễn đến Zn tan hết ion Cu2+ dung dịch hết Người ta ký hiệu pin: (-) Zn Zn2+ Cu2+ Cu (+) Thường quy ước: cực âm viết trước, điện cực pha cách vạch thẳng đứng, cấu muối vạch thẳng đứng Các loại pin Acquy Acquy khô Acquy axit Pin nhiên liệu Pin mặt trời B SỰ ĐIỆN PHÂN Đó chuyển hóa lượng theo kiểu điện biến thành hóa Nó ngược lại với chuyển hóa pin ta khảo sát Mục tiêu Trình bày nguyên tắc thứ tự điện phân dung dịch, điện phân nóng chảy - Quan sát video thí nghiệm điện phân dung dịch copper (II) sulfate, dung dịch sodium chloride (tự chế nước javen để tẩy rửa) - Nêu ứng dụng số tượng điện phân thực tiễn (mạ điện, tinh chế tinh loại) Khái niệm Điện phân q trình oxi hóa khử xảy bề mặt điện cực tác dụng dòng điện chiều lên dung dịch chất điện li hay lên chất điện li nóng chảy Tại cực âm (catot) xảy q trình khử, ion dương nhận electron tạo thành nguyên tử hay phân tử trung hòa bám vào catot chất rắn, cịn chất khí nhận electron tạo thành nguyên tử kết hợp lại tạo thành phân tử bay lên Tại cực dương (anot): Các anion anot, xảy phản ứng oxi hóa, anion (hoặc điện cực) electron nguyên tử (hoặc tan) nguyên tử kết hợp với cho phân tử Nguyên tắc chung: Khử cation = chất khử thích hợp Mn++ne-> M K Na Ca Mg Al Khử mạnh Phương pháp điện phân  Điều chế kim loại 4.1 Điện phân nóng chảy: - Nguyên tắc: Tại catot: Mn++ne-> M Tại anot: Xn- → X + ne 4OH- → O2 + 2H2O + 4e Các kim loại có tính khử mạnh Li, Na, K, Al điều chế phương pháp điện phân nóng chảy hợp chất chúng (Muối, bazo, oxit) Ví dụ : để điều chế Al công nghiệp người ta điện phân nóng chảy Al2O3 có mặt criolit Na3AlF6 Catot (tấm than chì đáy thùng): Anot (khối than chì bên trên): Phương trình : Khí O2 sinh cực dương đốt cháy dần than chì giải phóng khí CO 2, trình điện phân phải hạ thấp dần cực dương vào thùng điện phân Al2O3 có nhiệt độ nóng chảy 2050oC, việc thêm Na3AlF6 làm giảm nhiệt độ nóng chảy hỗn hợp xuống cịn 900oC, điều có ý nghĩa lớn việc tiết kiệm lượng Ngồi có mặt Na3AlF6 giúp làm tăng độ dẫn điện dung dịch lỏng, hỗn hợp tạo thành có khối lượng riêng nhỏ Al nên lên giúp ngăn Al nóng chảy khơng bị oxi hóa oxi khơng khí Q trình điện phân Al2O3 Kết luận:phương pháp điện phân nóng chảy điều chế hầu hết kim loại Tuy nhiên, phương pháp dùng điều chế kim loại mạnh Vì phương pháp tốn so với phương pháp điện phân dung dịch 4.2 Điện phân dung dịch: Cho xem video dung dịch đồng sunfat, natri clorua (Cho xem trình làm nước javen) - Nguyên tắc: - [1]: Cation chạy catot - Do khả nhận e Li+ < K+ < Ba2+