SKKN Phương pháp giải nhanh và chuyên sâu dạng bài toán điện phân

SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM ĐỀ TÀI: "PHƯƠNG PHÁP GIẢI NHANH VÀ CHUYÊN SÂU DẠNG BÀI TOÁN ĐIỆN PHÂN" 1 PHẦN 1: LÝ DO VIẾT SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM - Hoá học là môn khoa học cơ bản được giảng dạy ở các trường THCS, THPT. Đây là môn mà học sinh mới được trang bị kiến thức từ khi học lớp 8 bậc THCS. Tuy nhiên, đây cũng là môn thường xuyên sử dụng thi tốt nghiệp THPT và là một trong ba môn bắt buộc trong kì thi tuyển sinh vào ĐH, CĐ, THCN khối A, B. - Kể từ năm 2007, Bộ Giáo Dục và Đào Tạo đã chuyển cấu trúc thi tuyển sinh đại học, cao đẳng môn hoá học từ tự luận sang trắc nghiệm khách quan nhiều lựa chọn 100%. Điều đó cũng đồng nghĩa trong vòng 90 phút, học sinh phải thật bình tĩnh để lựa chọn phương án trả lời tối ưu nhất trong thời gian ngắn nhất. Nắm bắt được điều đó, các giảng viên đại học, cao đẳng, các chuyên gia và các nhà giáo có nhiều kinh nghiệm đã xuất bản rất nhiều sách và tài liệu tham khảo về các phương pháp giải nhanh trắc nghiệm. - Thông qua các đề thi đại học, cao đẳng hiện nay chúng tôi nhận thấy trong đề thi đại học cao đẳng luôn có 1 đến 2 câu liên quan đến điện phân. Đây là dạng toán khó mà học sinh hay bị lúng túng xử lí để có đáp án đúng. - Trong các đề thi học sinh giỏi tỉnh và quốc gia thông thường cũng hay có bài toán điện phân, theo thống kê của chúng tôi từ năm 2000 trở về đây có ít nhất một câu trong đề thi quốc gia liên quan đến điện phân-pin điện. - Qua 7 năm giảng dạy ở trường THPT kết hợp với những kiến thức tích luỹ được khi ngồi trên giảng đường đại học và cao học chúng tôi đúc kết được kinh nghiệm về giảng 2 dạy bài điện phân đó là “ Phương pháp giải nhanh và chuyên sâu dạng bài toán điện phân”. Trong đề tài này phần nội dung chúng tôi đưa ra bốn phần chính đó là lý thuyết tổng quát về điện phân, các bài tập có thể gặp trong đề thi đại học-cao đẳng và học sinh giỏi (tỉnh, quốc gia), lý thuyết mở rộng và ứng dụng của điện phân. 3 PHẦN 2 NỘI DUNG CỦA SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM 2.1. Tình hình thực tế và biện pháp thực hiện 2.1.1. Tình hình thực tế trước khi thực hiện đề tài. - Qua những năm giảng dạy tại trường phổ thông và nhiều năm đi gia sư khi ngồi trên ghế giảng đường đại học, tôi nhận thấy rất nhiều học sinh khi làm bài tập điện phân thường hay lung túng-khúc mắc. Điều đó, sẽ mất nhiều thời gian làm bài và đôi khi không làm ra được kết quả do điện phân chỉ được học trong 1 tiết ở lớp 12. - Thực tế là học sinh hay giải bài tập phần điện phân nhầm do không hiểu hết các vấn đề của điện phân. Xác định không rõ vai trò, viết sai các quá trình oxi hóa-khử. - Vì vậy để nâng cao hiệu quả giải bài tập điện phân trong đề thi đại học-cao đẳng cũng như trong đề thi học sinh giỏi tỉnh-quốc gia chúng tôi chọn đề tài phương pháp giải bài tập điện phân này nhằm đưa học sinh tới hiểu thấu đáo hơn và giải quyết vấn đề tốt hơn. 2.1.2. Biện pháp thực hiện đề tài. 2.1.2.1. Những kiến thức cần trang bị. - Nắm vững quy tắc catot, anot - Viết được các quá trình khử và quá trình oxi hoá tại catot và anot - Áp dụng hệ quả định luật Farađây - Xử lí các dữ kiện bài toán: số mol, thể tích khí, khối lượng… 2.1.2.2. Những điểm cần lưu ý. 4 - Trong điện phân thì số mol e nhường tại A bằng số mol e nhận tại K - Hằng số Farađây trong công thức: F = 96500 C·mol −1 ứng với t là s, F=26,8 ứng với t là h 2.2. Nội dung 2.2.1. Lí thuyết 2.2.1.1. Định nghĩa: Điện phân là quá trình oxi hóa khử xảy ra trên bề mặt điện cực dưới tác dụng của dòng điện một chiều đi qua dụng dịch chất điện li hoặc chất điện li nóng chảy. Trong điện phân có 2 điện cực: - Cực âm (-) gọi là catot (kí hiệu K): tại đây xảy ra quá trình oxi hóa (quá trình nhường e) - Cực dương (+) gọi là anot (kí hiệu A): tại đây xảy ra quá trình khử (quá trình nhận e) * Bạn đọc chú ý: Catot cả trong điện phân và pin điện đều xảy ra quá trình oxi hóa, và Anot là nơi mà ở đó xảy ra quá trình khử Ví dụ: Điện phân dung dịch CuCl 2 : Ta có trong dung dịch: CuCl 2 → Cu 2+ + 2Cl - Tại catot (K - ): Cu 2+ + 2e → Cu Tại anot (A + ): 2Cl - → Cl 2 + 2e Phương trình điện phân: CuCl 2 dp → Cu + Cl 2 * Hai loại điện phân chủ yếu: điện phân nóng chảy và điện phân dung dịch 2.2.1.2. Điện phân nóng chảy (muối, bazơ, oxit) a. Điện phân nóng chảy muối (chủ yếu là muối halogen của kim loại kiềm và kiềm thổ): 5 Công thức muối: MX n (n là hóa trị của M, X= F, Cl, Br, I) MX n nc → M n+ + nX - Tại K (-): M n+ + ne → M Tại A (+): 2Cl - → Cl 2 + 2e Phương trình điện phân tổng quát : MX n dpnc → M + X 2 Ví dụ : Điện phân nóng chảy NaCl, CaCl 2 - Điện phân nóng chảy NaCl : NaCl nc → Na + + Cl - Tại K (-) : Na + + 1e → Na; Tại A (-): 2Cl - → Cl 2 + 2e Phương trình điện phân tổng quát: 2NaCl dpnc → 2Na + Cl 2 - Điện phân nóng chảy CaCl 2 : CaCl 2 nc → Ca 2+ + 2Cl - Tại K (-) : Ca 2+ + 2e → Ca; Tại A (-): 2Cl - → Cl 2 + 2e Phương trình điện phân tổng quát: CaCl 2 dpnc → Ca + Cl 2 b. Điện phân nóng chảy hiđroxit M(OH) n (M là kim loại kiềm, kiềm thổ) M(OH) n nc → M n+ + nOH - Tại K (-): M n+ + ne → M Tại A (+): 4OH - → 2H 2 O + O 2 + 4e Phương trình điện phân tổng quát : 4M(OH) n dpnc → 4M + 2nH 2 O + nO 2 Ví dụ: Điện phân nóng chảy NaOH: NaOH nc → Na + + nOH - Tại K (-): Na + + e → Na Tại A (+): 4OH - → 2H 2 O + O 2 + 4e Phương trình điện phân tổng quát : 4NaOH dpnc → 4Na + 2H 2 O + O 2 6 c. Điện phân nóng chảy oxit kim loại M 2 O n M 2 O n nc → 2M n+ + nO 2- Tại K (-): M n+ + ne → M Tại A (+): 2O 2- → O 2 + 4e Phương trình điện phân tổng quát : 2M 2 O n dpnc → 4M + nO 2 Ví dụ: Điện phân nóng chảy Al 2 O 3 Al 2 O 3 nc → 2Al 3+ + 3O 2- Tại K (-): Al 3+ + 3e→Al Tại A (+): 2O 2- → O 2 + 4e Phương trình điện phân tổng quát: 2Al 2 O 3 dpnc → 4Al + 3O 2 2.2.1.3. Điện phân dung dịch 2.2.1.3.1. Vai trò của H 2 O trong điện phân: - Giúp chất điện li phân li ra ion - Vận chuyển các ion đến các điện cực - Có thể tham gia vào quá trình oxi hóa khử tại bề mặt các điện cực, tức tham gia vào quá trình điện phân, cụ thể: Tại K(-): 2H 2 O + 2e → 2OH - + H 2 ↑ Tại A (+): 2H 2 O → 4H + + O 2 ↑ + 4e 2.2.1.3.2. Quy luật chung, quy tắc K, quy tắc A Quy luật chung: - Ở catot (K): ion càng có tính oxi hóa mạnh càng dễ bị khử, ví dụ: Tại K: Ag + ; Cu 2+ thì Ag + + 1e→Ag rồi mới đến Cu 2+ + 2e→Cu - Ở anot (A): ion càng có tính khử mạnh càng dễ bị oxi hóa, ví dụ: Tại A: Br - ; Cl - thì 2Br - →Br 2 + 2e rồi mới đến 2Cl - →Cl 2 + 2e. a. Quy tắc ở K: Ở K có mặt cation kim loại M n+ và H + ( do nước hoặc axit phân li) thì: 7 - Nếu M n+ là cation kim loại trước Al 3+ và Al 3+ thì cation này không nhận electron (không bị khử) mà cation H + nhận electron (bị khử): H + do nước phân li: 2H 2 O → ¬  2H + + 2OH - 2H + + 2e → H 2 2H 2 O + 2e → H 2 + 2OH - H + do axit phân li: 2H + + 2e → H 2 - Nếu M n+ là cation kim loại sau Al 3+ thì cation nhận electron (bị khử) để tạo thành kim loại: M n+ + ne → M - Cation có tính oxi hóa càng mạnh thì càng dễ nhận e, ví dụ tại K(-) gồm: Ag + ; Fe 3+ ; Cu 2+ ; H + ; H 2 O thi thứ tự nhận electron sẽ như sau: Ag + + 1e → Ag (1) Fe 3+ + 1e → Fe 2+ (2) Cu 2+ + 2e → Cu (3) 2H + + 2e → H 2 (4) Fe 2+ + 2e → Fe (5) 2H 2 O + 2e → 2OH - + H 2 (6) b. Quy tắc ở anot: Ở anot có mặt anion gốc axit và OH - (do nước và bazơ phân li) * Đối với anot trơ (là anot không tham gia vào quá trình phản ứng) - Nếu anot có mặt các anion: I - ; Br - ; Cl - ; S 2- ; RCOO - ; … thì các anion này sẽ nhường electron cho điện cực (bị oxi hóa) và anion có tính khử càng mạnh càng dễ nhường electron và thứ tự nhường electron đã được thực nghiệm tìm ra như sau: S 2- > I - > Br - > Cl - > RCOO - > H 2 O Ví dụ tại A(+): Cl - , I - ; H 2 O thì thứ tự nhường electron như sau: 8 2I - → I 2 + 2e (1); 2Cl - → Cl 2 + 2e (2); 2H 2 O → 4H + + O 2 + 4e(3) - Nếu anot có mặt các ion gốc axit vô cơ chứa O như: NO 3 − ; SO 4 2- ; CO 3 2- ; và F - ; OH - thì những anion này không nhường electron (không bị oxi hóa) mà H 2 O sẽ nhường electron thay: 2H 2 O → 4H + + O 2 + 4e * Đối với anot hoạt động: đó là anot làm bằng các kim loại Cu, Zn, thì các anot sẽ tham gia vào quá trình oxi hóa, nó sẽ nhường electron thay cho các anion: Zn → Zn 2+ +2e; Cu → Cu 2+ +2e Chú ý: Hiện tượng dương cực tan thì: Độ tăng khối lượng tại K = độ giảm khối lượng tại A Ví dụ 1: Viết sơ đồ và phương trình điện phân tổng quát khi điện phân điện phân điện cực trơ: a. dung dịch FeCl 2 b. dung dịch CuSO 4 c. dung dịch NaCl d. dung dịch KNO 3 Hướng dẫn giải: a. FeCl 2 → Fe 2+ + 2Cl - Tại K (-): Fe 2+ ; H 2 O: Fe 2+ + 2e → Fe Tại A(+): Cl - ; H 2 O: 2Cl - → Cl 2 +2e Phương trình điện phân tổng quát: FeCl 2 dddp → Fe + Cl 2 ↑ b. CuSO 4 → Cu 2+ + SO 4 2- Tại K (-): Cu 2+ ; H 2 O: Cu 2+ + 2e → Cu Tại A (+): SO 4 2- ; H 2 O: 2H 2 O → 4H + + O 2 ↑ + 4e 9 Phương trình điện phân tổng quát: 2Cu 2+ + 2H 2 O dpdd → 2Cu + 4H + + O 2 ↑ hay 2CuSO 4 + 2H 2 O dpdd → 2Cu + 2H 2 SO 4 + O 2 ↑ c. NaCl → Na + + Cl - Tại K (-): Na + ; H 2 O: 2H 2 O + 2e → 2OH - + H 2 ↑ Tại A (+): Cl - ; H 2 O: 2Cl - → Cl 2 ↑ + 2e Phương trình điện phân tổng quát: 2Cl - + 2H 2 O dpdd → 2OH - + H 2 ↑ + Cl 2 ↑ hay: 2NaCl + 2H 2 O dpdd → 2NaOH + H 2 ↑ + Cl 2 ↑ d. KNO 3 → K + + NO 3 - Tại K (-): K + ; H 2 O: 2H 2 O → 4H + + O 2 ↑ + 4e Tại A (+): NO 3 - ; H 2 O: 2H 2 O + 2e → 2OH - + H 2 ↑ Phương trình điện phân tổng quát: 2H 2 O dpdd → 2H 2 ↑ + O 2 ↑ Nhận xét: Khi điện phân dung dịch muối: - dung dịch muối của ion kim loại sau Al 3+ và ion gốc axit không chứa O ( trừ F - ) thì pH dung dịch không đổi - dung dịch muối ion kim loại sau Al 3+ và ion gốc axit chứa O, F - thì pH dung dịch giảm dần do tạo ra H + - dung dịch muối ion kim loại trước Al 3+ và ion gốc axit không chứa O ( trừ F - ) thì pH dung dịch tăng dần do tạo ra OH - - dung dịch muối ion kim loại trước Al 3+ và ion gốc axit chứa O, F - thì pH dung dịch không đổi 10 [...]... rộng về điện phân và ứng dụng 2.2.3.1 Thế phân giải và quá thế Điện phân là sự phân hủy chất nhờ tác dụng của dòng điện một chiều Khi nối nguồn điện một chiều với hai điện cực nhúng trong chất điện ly nóng chảy hay dung dịch chất điện ly ở các điện cực của bình điện phân xảy ra các quá trình oxi hóa và khử làm cho chất bị phân hủy Như vậy quá trình diễn ra ở đây ngược lại ở trong pin điện: dòng điện ở... 2,12 V Thế phân giải của CuCl2 trong dung dịch: U= 0 ECl 2 /2 Cl − 0 − ECu 2+ / Cu = 1,36 – 0,34 = + 1,02 V Thế phân giải của HCl trong dung dịch: U= 0 ECl 2 /2 Cl − 0 − EH + / H 2 = 1,36 – 0 = + 1,36 V Từ đó ta thấy thế phân giải của chất bao gồm thế phân giải cation và thế phân giải anion Thế phân giải của ion là thế tối thiểu cần đặt vào điện cực để ion đó tích điện hay phóng điện Thế phân giải của... 1,0 M, HNO3 0,010M 1 Viết phương trình các nửa phản ứng có thể xảy ra trên catot và anot trong quá trình điện phân 2 Khi 10% lượng ion kim loại đầu tiên bị điện phân, người ta ngắt mạch và nối đoản mạch hai điện cực của bình điện phân Hãy cho biết hiện tượng xảy ra và viết phương trình phản ứng minh họa 3 Xác định khoảng thế của nguồn điện ngoài đặt vào catot để có thể điện phân hoàn toàn ion thứ nhất... là 1,36V Những thế hiệu 2,12V; 1,02V và 1,36V được gọi là thế phân giải của ZnCl2 , CuCl2 và HCl tương ứng ở trong dung dịch 1M Vậy thế hiệu tối thiểu của dòng điện một chiều cần đặt vào các điện cực trơ để gây nên sự điện phân chất gọi là thế phân giải (kí hiệu là U) Những thế phân giải của các chất trên đây đúng bằng sức điện động của các pin tương ứng Thế phân giải của ZnCl2 trong dung dịch: U= 0... 2010) Điện phân (với điện cực trơ) một dung dịch gồm NaCl và CuSO4 có cùng số mol, đến khi ở catot xuất hiện bọt khí thì dừng điện phân Trong cả quá trình điện phân trên, sản phẩm thu được ở anot là A khí Cl2 và O2 B khí H2 và O2 C chỉ có khí Cl2 D khí Cl2 và H2 Ví dụ 7: (Trích đề thi đại học khối A năm 2010) Điện phân (điện cực trơ) dung dịch X chứa 0,2 mol CuSO4 và 0,12 mol NaCl bằng dòng điện có... Trong công nghiệp hóa chất, điện phân thường được dùng để tách lấy đơn chất từ hợp chất Nhiều quá trình điện phân giữ vai trò then chốt trong sản xuất như: - Sản xuất NaOH, Cl2 bằng phương pháp điện phân dung dịch NaCl đậm đặc 34 - Sản xuất các khí H2, O2 bằng phương pháp điện phân dung dịch K2SO4, H2SO4, NaOH… - Sản xuất Li, Na, Mg, Ca, Sr, Ba, Cl 2, Br2…bằng phương pháp điện phân các muối halogenua nóng... điện phân dung dịch NaOH với điện cực trơ, cường độ dòng điện 0,67 A trong thời gian 40 giờ Dung dịch thu được sau điện phân có khối lượng 100 gam và nồng độ NaOH là 6% Nồng độ dung dịch NaOH trước điện phân là (giả thiết lượng nước bay hơi không đáng kể) A 5,08% B 6,00% C 5,50% D 3,16% Hướng dẫn giải: Điện phân dung dịch NaOH chính là sự điện phân H 2O, phương trình điện phân: 2H2O dpNaOH  2H2 →... dạng toán điện phân theo chúng tôi trình bày thì kết quả nắm bài sẽ tốt hơn, phát hiện được vấn đề nhanh hơn, và hầu hết làm tốt bài tập điện phân Chúng tôi nhận thấy rằng khi cho bài tập điện phân học sinh áp dụng rất nhanh với các bài trắc nghiệm có em chỉ nhẩm ra trên máy tính mà không cần phải viết phương trình điện phân PHẦN 3 KẾT LUẬN VÀ ĐỀ XUẤT 36 ... 2011) Điện phân dung dịch gồm 7,45 gam KCl và 28,2 gam Cu(NO3)2 (điện cực trơ, màng ngăn xốp) đến khí khối lượng dung dịch giảm đi 10,75 gam thì ngừng điện phân (giả thiết lượng nước bay hơi không đáng kể) Tất cả các chất tan trong dung dịch sau điện phân là A KNO3 và KOH B KNO3, KCl và KOH C KNO3 và Cu(NO3)2 D KNO3, HNO3 và Cu(NO3)2 Hướng dẫn giải: Ta có: nKCl= 0,1 mol; nCu(NO3)2 = 0,15 mol Phương. .. định bởi phương trình quá thế Tafel: ∆E = a + b logi 32 Trong đó a, b là hệ số phụ thuộc bản chất của chất làm điện cực và trạng thái bề mặt, i là mật độ dòng A/cm2 2.2.3.2 Giải thích sự tạo thành sản phẩm khi điện phân dung dịch Khi điện phân dung dịch nước chứa một số loại cation và một số loại anion thì về nguyên tắc, ở điện cực âm, cation nào có thế điện cực chuẩn lớn hơn sẽ bị khử trước và ở điện . giảng 2 dạy bài điện phân đó là “ Phương pháp giải nhanh và chuyên sâu dạng bài toán điện phân . Trong đề tài này phần nội dung chúng tôi đưa ra bốn phần chính đó là lý thuyết tổng quát về điện phân, . + 2e Phương trình điện phân: CuCl 2 dp → Cu + Cl 2 * Hai loại điện phân chủ yếu: điện phân nóng chảy và điện phân dung dịch 2.2.1.2. Điện phân nóng chảy (muối, bazơ, oxit) a. Điện phân nóng. SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM ĐỀ TÀI: "PHƯƠNG PHÁP GIẢI NHANH VÀ CHUYÊN SÂU DẠNG BÀI TOÁN ĐIỆN PHÂN" 1 PHẦN 1: LÝ DO VIẾT SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM - Hoá học là môn