Hóa đại cương ( phần 6 ) Sự điện phân 1. Định nghĩa. Điện phân là sự thực hiện các quá trình oxi hoá - khử trên bề mặt điện cực nhờ dòng điện một chiều bên ngoài Quá trình điện phân được biểu diễn bằng sơ đồ điện phân. Ví dụ: Sơ đồ điện phân NaCl nóng chảy. Ở catôt: xảy ra quá trình khử. Ở anôt: xảy ra quá trình oxi hoá. Phương trình điện phân NaCl nóng chảy: 2. Điện phân hợp chất nóng chảy. Ở trạng thái nóng chảy, các tinh thể chất điện phân bị phá vỡ thành các ion chuyển động hỗn loạn. Khi có dòng điện một chiều chạy qua, ion dương chạy về catôt và bị khử ở đó, ion âm chạy về anôt và bị oxi hoá ở đó. Ví dụ: Điện phân KOH nóng chảy. Phương trình điện phân Điện phân nóng chảy xảy ra ở nhiệt độ cao nên có thể xảy ra phản ứng phụ giữa sản phẩm điện phân (O 2 , Cl 2 ) và điện cực (anôt) thường làm bằng than chì. Ví dụ: điện phân Al 2 O 3 nóng chảy (có pha thêm criolit 3NaF.AlF 3 ) ở 1000 o C Phương trình điện phân Phản ứng phụ: (Than chì làm anôt bị mất dần, nên sau một thời gian phải bổ sung vào điện cực). Ứng dụng: Phương pháp điện phân hợp chất nóng chảy được dùng để điều chế các kim loại hoạt động mạnh: - Điều chế kim loại kiềm: Điện phân muối clorua hoặc hiđroxit nóng chảy. - Điều chế kim loại kiềm thổ: Điện phân muối clorua nóng chảy. - Điều chế Al: Điện phân Al 2 O 3 nóng chảy. 3. Điện phân dung dịch nước a) Nguyên tắc: Khi điện phân dung dịch, tham gia các quá trình oxi hoá - khử ở điện cực ngoài các ion của chất điện phân còn có thể có các ion H + và OH - của nước và bản thân kim loại làm điện cực. Khi đó quá trình oxi hoá - khử thực tế xảy ra phụ thuộc vào so sánh tính oxi hoá - khử mạnh hay yếu của các chất trong bình điện phân. b) Thứ tự khử ở catôt Kim loại càng yếu thì cation của nó có tính oxi hoá càng mạnh và càng dễ bị khử ở catôt (trừ trường hợp ion H + ). Có thể áp dụng quy tắc sau: - Dễ khử nhất là các cation kim loại đứng sau Al trong dãy thế điện hoá (trừ ion H + ), trong đó ion kim loại càng ở cưối dãy càng dễ bị khử. - Tiếp đến là ion H + của dung dịch - Khó khử nhất là các ion kim loại mạnh, kể từ Al, về phía đầu dãy thế điện hoá. (Al 3+ , Mg 2+ , Ca 2+ , Na + , …). Những ion này thực tế không bao giờ bị khử khi điện phân trong dung dịch. c) Thứ tự oxi hoá ở canôt Nói chung ion hoặc phân tử nào có tính khử mạnh thì càng dễ bị oxi hoá. Có thể áp dụng kinh nghiệm sau: - Dễ bị oxi hoá nhất là bản thân các kim loại dùng làm anôt. Trừ trường hợp anôt trơ (không bị ăn mòn) làm bằng Pt, hay than chì (C). - Sau đó đến các ion gốc axit không có oxi: I - , Br - , Cl - , … - Rồi đến ion OH - của nước hoặc của kiềm tan trong dung dịch. - Khó bị oxi hoá nhất là các anion gốc axit có oxi như , ,… Thực tế các anion này không bị oxi hoá khi điện phân dung dịch. d) Một số ví dụ áp dụng quy tắc trên. Ví dụ 1: Điện phân dung dịch CuCl 2 với điện cực than chì: Phương trình điện phân: Ví dụ 2: Điện phân dung dịch NiCl 2 với điện cực bằng niken Thực chất quá trình điện phân là sự vận chuyển Ni từ anôt sang catôt nhờ dòng điện. Phương pháp được ứng dụng để tinh chế kim loại. Ví dụ 3: Điện phân dung dịch Na 2 SO 4 với điện cực Pt: Phương trình điện phân: Ví dụ 4: Điện phân dung dịch NaCl với anôt bằng than chì: Phương trình điện phân: Trong quá trình điện phân, dung dịch ở khu vực xung quanh catôt, ion H + bị mất dần., H 2 O tiếp tục điện li, do đó ở khu vực này giàu ion OH - tạo thành (cùng với Na + ) dung dịch NaOH. Ở anôt, ion Cl - bị oxi hoá thành Cl 2 . Một phần hoà tan vào dung dịch và một phần khuếch tán sang catôt, tác dụng với NaOH tạo thành nước Javen: Vì vậy muốn thu được NaOH phải tránh phản ứng tạo nước Javen bằng cách dùng màng ngăn bao bọc lấy khu vực anôt để ngăn khí Cl 2 khuếch tán vào dung dịch. Ví dụ 5: Điện phân dung dịch KNO 3 với anôt bằng Cu. Khi điện phân, ở khu vực catôt, ion H + mất dần, nồng độ OH - tăng dần, dung dịch ở đó có tính kiềm tăng dần. ở anôt ion Cu 2+ tan vào dung dịch. Trong dung dịch xảy ra phản ứng. Phương trình điện phân: Bản thân KNO 3 không bị biến đổi nhưng nồng độ tăng dần. Ứng dụng của điện phân dung dịch: - Điều chế kim loại đứng sau Al trong dãy thế điện hoá. - Tinh chế kim loại. - Mạ và đúc kim loại bằng điện. - Điều chế một số hoá chất thông dụng: H 2 , Cl 2 , O 2 ,…, hiđroxit kim loại kiềm - Tách riêng một số kim loại khỏi hỗn hợp dung dịch. 4. Công thức Farađây Trong đó: m là khối lượng chất được giải phóng khi điện phân (gam) A là khối lượng mol của chất đó. n là số e trao đổi khi tạo thành một nguyên tử hay phân tử chất đó. Q là điện lượng phóng qua bình điện phân (Culông). F là số Farađây (F = 96500 Culông.mol -1 ) l là cường độ dòng điện (Ampe) t là thời gian điện phân (giây) Ví dụ: Tính khối lượng oxi được giải phóng ở anôt khi cho dòng điện 5 ampe qua bình điện phân đựng dung dịch Na 2 SO 4 trong 1 giờ 20 phút 25 giây. Giải: Áp dụng công thức Farađây: A = 16 , n = 2 , t = 4825 giây , I = 5; Phản ứng oxi hóa khử Số oxi hoá. Để thuận tiện khi xem xét phản ứng oxi hoá - khử và tính chất của các nguyên tố, người ta đưa ra khái niệm số oxi hoá (còn gọi là mức oxi hoá hay điện tích hoá trị). Số oxi hoá là điện tích quy ước mà nguyên tử có được nếu giả thuyết rằng cặp e liên kết (do 2 nguyên tử góp chung) chuyển hoàn toàn về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. Số oxi hoá được tính theo quy tắc sau : - Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong phân tử trung hoà điện bằng 0. - Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong một ion phức tạp bằng điện tích của ion. Ví dụ trong ion , số oxi hoá của H là +1, của O là -2 của S là +6. + 1 + 6 + (-2. 4) = - 1. - Trong đơn chất, số oxi hoá của các nguyên tử bằng 0. Ví dụ: Trong Cl 2 , số oxi hoá của Cl bằng 0. - Khi tham gia hợp chất, số oxi hoá của một số nguyên tố có trị số không đổi như sau. + Kim loại kiềm luôn bằng +1. + Kim loại kiềm thổ luôn bằng +2. + Oxi (trừ trong peoxit bằng - 1) luôn bằng - 2. + Hiđro (trừ trong hiđrua kim loại bằng - 1) luôn bằng - 2. + Al thường bằng +3. Chú ý: Dấu của số oxi hoá đặt trước giá trị, còn dấu của ion đặt sau giá trị. Ví dụ: Định nghĩa - Phản ứng oxi hoá - khử là phản ứng trong đó có sự trao đổi e giữa các nguyên tử hoặc ion của các chất tham gia phản ứng, do đó làm thay đổi số oxi hoá của chúng. Ví dụ: - Chất nhường e gọi là chất khử (hay chất bị oxi hoá). Chất thu e gọi là chất oxi hoá (hay chất bị khử). - Quá trình kết hợp e vào chất oxi hoá được gọi là sự khử chất oxi hoá Quá trình tách e khỏi chất khử được gọi là sự oxi hoá chất khử: Cân bằng phương trình phản ứng oxi hoá - khử. - Nguyên tắc khi cân bằng : Tổng số e mà chất khử cho phải bằng tổng số e mà chất oxi hoá nhận và số nguyên tử của mỗi nguyên tố được bảo toàn. - Quá trình cân bằng tiến hành theo các bước: 1) Viết phương trình phản ứng, nếu chưa biết sản phẩm thì phải dựa vào điều kiện cho ở đề bài để suy luận. 2) Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi. Đối với những nguyên tố có số oxi hoá không thay đổi thì không cần quan tâm. 3) Viết các phương trình e (cho - nhận e). 4) Cân bằng số e cho và nhận. 5) Đưa hệ số tìm được từ phương trình e vào phương trình phản ứng. 6) Cân bằng phần không tham gia quá trình oxi hoá - khử. Ví dụ: Cho miếng Al vào dung dịch axit HNO 3 loãng thấy bay ra chất khí không màu, không mùi, không cháy, nhẹ hơn không khí, viết phương trình phản ứng và cân bằng. Giải: Theo đầu bài, khí bay ra là N 2 . Phương trình phản ứng (bước 1): Bước 5: Bước 6: Ngoài 6 HNO 3 tham gia quá trình oxi hoá - khử còn 3.10 = 30HNO 3 tạo thành muối nitrat (10Al(NO 3 ) 3 ). Vậy tổng số phân tử HNO 3 là 36 và tạo thành 18H 2 O. Phương trình cuối cùng: Dạng ion: Chú ý: Đối với những phản ứng tạo nhiều sản phẩm trong đó nguyên tố ở nhiều số oxi hoá khác nhau, ta có thể viết gộp hoặc viết riêng từng phản ứng đối với từng sản phẩm, sau đó nhân các phản ứng riêng với hệ số tỷ lệ theo điều kiện đầu bài. Cuối cùng cộng gộp các phản ứng lại. Ví dụ: Cân bằng phản ứng: Giải Các phản ứng riêng (đã cân bằng theo nguyên tắc trên): Để có tỷ lệ mol trên, ta nhân phương trình (1) với 9 rồi cộng 2 phương trình lại: Một số dạng phản ứng oxi hoá - khử đặc biệt 1. Phản ứng oxi hoá - khử nội phân tử. Chất oxi hoá và chất khử là những nguyên tử khác nhau nằm trong cùng một phân tử. Ví dụ. 2. Phản ứng tự oxi hoá - tự khử Chất oxi hoá và chất khử cùng là một loại nguyên tử trong hợp chất. Ví dụ: Trong phản ứng. c) Phản ứng có 3 nguyên tố thay đổi số oxi hoá. Ví dụ: Cân bằng phản ứng sau theo phương pháp cân bằng e d) Phản ứng oxi hoá - khử có môi trường tham gia. - Ở môi trường axit thường có ion H + tham gia tạo thành H 2 O. Ví dụ: - Ở môi trường kiềm thường có ion OH - tham gia tạo thành H 2 O. Ví dụ: - Ở môi trường trung tính có thể có H 2 O tham gia. Ví dụ: . phản ứng (bước 1): Bước 5: Bước 6: Ngoài 6 HNO 3 tham gia quá trình oxi hoá - khử còn 3.10 = 30HNO 3 tạo thành muối nitrat (1 0Al(NO 3 ) 3 ). Vậy tổng số phân tử HNO 3 là 36 và tạo. không cần quan tâm. 3) Viết các phương trình e (cho - nhận e). 4) Cân bằng số e cho và nhận. 5) Đưa hệ số tìm được từ phương trình e vào phương trình phản ứng. 6) Cân bằng phần không tham gia. Hóa đại cương ( phần 6 ) Sự điện phân 1. Định nghĩa. Điện phân là sự thực hiện các quá trình oxi hoá -