CHUYÊN ĐỀ PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ Giáo viên soạn chuyên đề: Trần Thanh Hằng – Tổ Hóa – Trường THPT Chuyên Hạ Long – Quảng Ninh A. PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ I. MỘT SỐ KHÁI NIỆM 1. Số oxi hóa - Số oxi hóa (bậc oxi hóa, mức oxi hóa, trạng thái oxi hóa) là điện tích của nguyên tử trong phân tử với giả định rằng liên kết trong phân tử là liên kết ion. (Trong phân tử, nguyên tử nào có độ âm điện lớn hơn thì nhận electron, nguyên tử kia nhường electron). - Quy tắc xác định số oxi hóa: + Số oxi hóa của tất cả các đơn chất đều bằng không. + Số oxi hóa của oxi bằng -2 trong tất cả các hợp chất của chúng trừ các peoxit như Na2O2, H2O2 trong đó số oxi hóa của oxi bằng -1. + Số oxi hóa của hiđro là +1 trong tất cả các hợp chất trừ các hiđrua kim loại trong đó hiđro có số oxi hóa là -1. + Tất cả các oxi hóa khác sẽ được lựa chọn để tổng đại số các số oxi hóa bằng điện tích trên phân tử hay ion. - Với các tiểu phân chứa nhiều nguyên tử của cùng một nguyên tố nhưng ở trạng thái số oxi hóa khác nhau, để xác định số oxi hóa phải dựa vào công thức cấu tạo của tiểu phân. Do quy tắc xác định số oxi hóa chỉ xác định được số oxi hóa trung bình của nguyên tố. Ví dụ: • Xác định số oxi hóa của S trong các hợp chất H2SO4, H2S2O3 - Trong H2SO4, nguyên tố S có oxi hóa là +6. - Hợp chất axit thiosunfuric H2S2O3 có hai công thức cấu tạo: H H O O +4 O S 0 S H O +5 -1 S S H O O (1) (2) Trong công thức (1), nguyên tử S trung tâm có số oxi hóa +4, nguyên tử còn lại có số oxi hóa 0 do 2 nguyên tử S liên kết với nhau có độ âm điện bằng nhau. Tương tự như vậy ta xác định được số oxi hóa của S trong công thức (2). • Xác định số oxi hóa của Cl trong CaOCl2; O trong FClO4 1 -2 O +1 O Ca -1 Cl Cl -2 Cl F O0 O O -2 Trong công thức FClO4, có một nguyên tử O vừa liên kết với F có độ âm điện lớn hơn, vừa liên kết với Cl có độ âm điện nhỏ hơn nên có số oxi hóa bằng 0. Ba nguyên tử còn lại chỉ liên kết với nguyên tử clo nên số oxi hóa bằng -2. - Cần chú ý khái niệm số oxi hóa được sinh ra từ giả thiết liên kết trong phân tử là liên kết ion nên khái niệm “số oxi hóa” chỉ có tính chất hình thức, không đặc trưng cho trạng thái thực của nguyên tử trong hợp chất. 2. Phản ứng oxi hóa khử - Phản ứng oxi hóa khử là phản ứng hóa học trong đó số oxi hóa của các nguyên tố bị thay đổi. Trong phản ứng oxi hóa khử bao giờ cũng xảy ra đồng thời sự khử và sự oxi hóa. - Quá trình oxi hóa (hay sự oxi hóa) là quá trình xảy ra sự mất electron. - Quá trình khử (hay sự khử) là quá trình xảy ra sự nhận electron - Chất oxi hóa là chất nhận electron của chất khác, làm cho chất đó bị oxi hóa và trong quá trình, bản thân nó bị khử. Các chất oxi hóa thường dùng là O 2, Cl2, KMnO4, K2Cr2O7, … - Chất khử là chất nhường electron cho chất khác, làm cho chất đó bị khử và trong quá trình, bản thân nó bị oxi hóa. Các chất khử thường dùng là Na, H 2, Na2SO3, Na2S2O3, … Ví dụ: H2 + Cl2 → HCl Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu 2MnO4- + 10Cl- + 16H+ → 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O - Các nửa phản ứng: phản ứng oxi hóa khử có thể chia thành hai nửa phản ứng: Ví dụ: • phản ứng : Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu nửa phản ứng : Fe → Fe2+ + 2e (quá trình oxi hóa) nửa phản ứng: Cu2+ + 2e → Cu (quá trình khử) • phản ứng : 2MnO4- + 10Cl- + 16H+ → 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O nửa phản ứng : MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O (quá trình khử) nửa phản ứng: 2Cl- → Cl2 + 2e (quá trình oxi hóa) - Chất khử và chất oxi hóa của cùng một quá trình hợp thành một cặp oxi hóa – khử hay một hệ oxi hóa khử (kí hiệu Ox/Kh). Phương trình oxi hóa khử dạng tổng quát: Ox1 + Kh2 → Kh1 + Ox2 2 II. CÁC PHƯƠNG PHÁP CÂN BẰNG OXI HÓA KHỬ 1. Phương pháp thăng bằng electron - Các bước: + Xác định số oxi hóa của các nguyên tố trong phương trình phản ứng để tìm xem chất nào là chất oxi hóa, chất nào là chất khử. + Viết các quá trình oxi hóa và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình. + Tìm các hệ số của chất oxi hóa và chất khử sao cho số electron do chất khử nhường ra bằng số electron do chất oxi hóa nhận vào. + Đặt các hệ số của chất oxi hóa và chất khử vào phương trình phản ứng và cân bằng phương trình. Ví dụ: • Fe + H2SO4 (đặc, nóng) → Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O Quá trình khử: +6 +4 S + 2e → S 0 x3 3+ Quá trình oxi hóa: Fe → Fe + 3e x 2 Cân bằng phương trình: 2Fe + 6H2SO4 (đặc, nóng) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 2. Phương pháp thăng bằng số oxi hóa - Nguyên tắc: tổng số số oxi hóa tăng lên phải bằng tổng số số oxi hóa giảm đi trong mọi phương trình phản ứng oxi hóa khử. Ví dụ: • K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O Số oxi hóa Sự thay đổi số oxi hóa Cân bằng sự biến đổi +6 +3 −1 0 Cr → Cr -3 1. (-3) = -3 +1 3. (+1) = +3 Cl → Cl Do mỗi phân tử Cl2 gồm 2 nguyên tử nên nhân đôi hệ số 1 và 3 2. (+3) = +6 (tổng số số oxi hóa tăng) 2. (-3) = - 6 (tổng số số oxi hóa giảm) Cân bằng phương trình K2Cr2O7 + 14HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O 3. Phương pháp ion – electron - Các bước: + Chia phương trình phản ứng thành hai nửa phản ứng rồi cân bằng các nửa phản ứng đó (Mới đầu cân bằng số nguyên tử của các nguyên tố ở hai vế, nếu cần phải thêm H+, OH- hoặc H2O, sau đó cân bằng điện tích bằng cách thêm bớt electron) 3 + Nhân các nửa phản ứng với các hệ số sao cho số electron nhường đi trong quá trình oxi hóa bằng số electron nhận vào trong quá trình khử. + Cộng các nửa phản ứng với nhau và đơn giản phương trình. + Kiểm tra xem phương trình đã cân bằng về khối lượng và điện tích chưa. Chú ý: Khi cân bằng phương trình phản ứng oxi hóa khử trong dung dịch nước, ta thường phải đưa thêm oxi và hiđro vào mà không được gây ra sự biến đổi số oxi hóa khác với sự biến đổi trong phản ứng. Vì vậy: - Không thêm O2 hoặc H2 vào phương trình. - Trong dung dịch axit, chỉ thêm H+ hoặc H2O. - Trong dung dịch bazơ, chỉ thêm OH- hoặc H2O. Ví dụ: • MnO4- + H+ + Cl- → Mn2+ + Cl2 + H2O B1: MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O 2Cl- → Cl2 + 2e B2: MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O x 2 2Cl- → Cl2 + 2e x5 B3: 2MnO4- + 16H+ + 10Cl- → 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O B4: kiểm tra lại cân bằng điện tích và khối lượng. 4 B. ĐIỆN HÓA HỌC I. TẾ BÀO ĐIỆN HOÁ (ô điện hoá) : Là một hệ gồm 2 điện cực là hai vật dẫn điện loại một (vật dẫn điện electron: dây dẫn) nhúng vào một hay hai dung dịch điện li hoặc chất điện li nóng chảy( vật dẫn loại 2: dẫn điện nhờ ion). Một điện cực cùng với chất điện li của nó → một ngăn điện cực (cũng có thể hai điện cực tham gia vào cùng một ngăn) VD1: Tế bào Vonta Điện cực Zn , Cu nhúng vào dung dịch H2SO4 VD2: Tế bào Đaniel Điện cực Zn nhúng vào dung dịch ZnSO4 Điện cực Cu nhúng vào dung dịch CuSO4 Zn │ ZnSO4 ││ CuSO4 │ Cu ∗ Phân loại tế bào điện hoá: 2 loại - Tế bào Galvani (hay ô Galvani): Những tế bào điện hoá sinh ra dòng điện nhờ phản ứng oxi hoá - khử tự phát xảy ra trong đó ( hoá năng biến thành điện năng). Khi đó phản ứng hoá học trong tế bào có ∆ G < 0 và E > 0. - Tế bào điện phân: Là những tế bào điện hoá trong đó xẩy ra quá trình oxi hoá- khử cưỡng bức dưới tác động của nguồn điện ngoài .(Khi đó tế bào điện hoá tiêu thụ công điện biến thành hoá năng trong sản phẩm điện phân.). Khi đó phản ứn trong tế bào điện hoá có ∆ G > 0 và E < 0. (Tế bào: Hệ đơn giản nhất) II. ĐIỆN CỰC: 1. KN: Mỗi tế bào điện hoá có hai điện cực . Mỗi điện cực nhúng vào dung dịch điện li tạo thành một ngăn điện cực → Tại mỗi điện cực có có một cặp oxi hoá - khử . Khi tế bào điện hoá hoạt động có dòng điện chạy từ điện cực này sang điện cực kia . trên bề mặt điện cực xảy ra sự oxi hoá hoặc sự khử ( nửa phản ứng oxi hoá hoặc nửa phản ứng khử) Catot: Là điện cực tại đó luôn xảy ra nửa phản ứng khử: Oxc + ne → Kh c (c: catot) Anot: Là điện cực tại đó luôn xảy ra nửa phản ứng oxi hoá: Kh a → Ox a + ne (a: anot) (Cả hai loại tế bào GalvaniOx và điện phân + Kh →đều Oxnhư+ vậy) Kh c a a 5 c -Trong tế bào Galvani: Catot (+) còn Anot (-) -Trong tế bào điện phân: Catot (-) còn Anot (+) Ngược nhau ∗ Mối liên hệ giữa năng lượng Gip và sức điện động: Với phản ứng tổng quát: aA + bB + ... kK + lL + ... Năng lượng tự do Gip được tính: ∆G = ∆G o + RT ln CKk .CLl .... C Aa .CBb .... (*) Khi phản ứng trên làm cơ sở cho một pin điện thì có liên hệ sau: ∆G = − nFE pin Trong đó: Epin là sức điện động của pin (đơn vị Vôn, kí hiệu là V) F là số Faraday; F ≈ 96500 Culong n: số electron tham gia vào sự khử hoặc sự oxi hóa. Khi CK = CL = ... = CA = CB = ... = 1,0 (bằng đơn vị) thì: ∆G = ∆Go (tại nhiệt độ T, áp suất p = 1atm) o o Vậy: ∆G = −nFE pin Eo là sức điện động tiêu chuẩn của pin. Biến đổi (*) ta có: o E pin = E pin + RT CKk .CLl .... ln nF C Aa .C Bb .... Tại 25oC hay 298K, biểu thức trên trở thành: E pin = E o pin 0, 0592 CKk .CLl .... + lg a b n C A .CB .... Đây là phương trình Nernst về sức điện động của pin. ∗ Phương trình Nernst cho thế điện cực: Trong trường hợp chung điện cực được xét không phải là điện cực có điều kiện tiêu chuẩn . Chẳng hạn với sơ đồ pin: Pt , H2 (1 atm) │ H+ (C = 1,0 M) ││ Mn+ (C ≠ 0) │M Ta có : CH+ . CM E pin = E0 pin - R T ln nF CMn+ .HP2H (1) 2 H2 Vì C H =1,0 ; P H = 1 atm ; đối với chất rắn nguyên chất, hoạt độ aM ≈ CM ≈ 1,0 + 2 E pin = E Mn+/ M = E0Mn+/ M + RT nF ln C Mn+ (1a) Khi xét ở 250C thay giá trị đã biết của R, F vào (1a) và thực hiện các biến đổi thích hợp ta có: E Mn+/ M = E0 Mn+/ M + 0,0592 lg C Mn+ (1b) n 6 2. Phân loại điện cực ∗ 1- Đơn chất tiếp xúc với ion của nó trong dung dịch + Điện cực kim loại: Một thanh kim loại nhúng vào trong dung dịch muối của nó. M(r)│Mn+ (aq) . Được viết: Mn+ (aq) + ne Phản ứng ở điện cực M (r) Thế điện cực được xác định bằng biểu thức Nernst: E = E0 - 0,059 lg [Kh] [Ox] n (2) [Kh] phụ thuộc vào số nguyên tử nằm trên bề mặt → không đổi nên: E = E0 + 0,059 lg [Mn+] (3) n + Điện cực khí: Gồm một thanh kim loại trơ (hay graphit) đóng vai trò vật dẫn điện đồng thời là vật mang các phân tử khí , được nhúng trong dung dịch chứa ion tương ứng và được bão hoà bằng khí tương ứng (Điện cực tiếp xúc đồng thời với khí và dung dịch chứa ion của nó) Được viết: Pt (r) │ X2 (k) │Xn+ (aq) Pt (r) │ X2 (k) │Xn- (aq) VD: Điện cực hiđro được viết : (Pt) H2 │ H+ ; điện cực khí clo: (Pt) Cl2 │ Cl- ... Phản ứng ở điện cực hiđro là: H3O+ + e 1/2 H2 (k) + H2O Thế của điện cực được xác định theo phương trình: E = E0 - 0,0592 lg[H3OH+2] 0 + Vì HE3O / H2 = 0 và(4)thông thường P = 1 atm nên (3) có dạng: E = 0,0592 lg [ H3O+] = - 0,0592 pH (5) ∗ 2 - ( Điện cực oxi hoá - khử): Kim loại trơ điện hoá(hoặc graphit) nhúng vào dung dịch chứa đồng thời dạng oxi hoá và dạng khử của cặp oxi hoá khử M m+/ Mn (Điện cực trong đó kim loại và khí không tham gia trực tiếp vào phản ứng điện cực), được viết: Pt│Mn+, Mm+ Phản ứng xảy ra ở điện cực có dạng tổng quát: Ox + ne → ¬ Kh Thế của điện cực được xác định theo phương trình: E = E0 - RT ln K nF E = E0 - 0,059 lg [Kh] [Ox] n (6) (7)7 Hay: VD: Pt │ Fe2+ , Fe3+ là điện cực oxi hoá - khử vì lúc này chỉ xảy ra : → Fe2+ Fe3+ + e ¬ Sản phẩm của sự khử (Fe 2+) và sản phẩm của sự oxi hoá (Fe 3+) không thoát ra trên điện cực mà vẫn ở trong dung dịch ∗ 3 - Kim loại tiếp xúc với một muối ít tan của nó trong dung dịch của một muối khác có cùng anion, được viết: M(r) │ MX(r) │ Xn- (aq) → ¬ M(r) + Xn-(aq) Phản ứng ở điện cực: MX(r) + ne Thế điện cực: E = E0 + 0,059 lg [Mn+] (8) VD: + Điện cực bạc - bạc clorua: Agn │ AgCl , KCl + Điện cực calomen : Hg │ Hg2Cl2 , KCl Phản ứng ở điện cực calomen: Hg2Cl2 + 2e → 2Hg + 2ClVì M n+ tồn tại trong dung dịch chứa anion có thể tạo thành với nó muối ít tan nên Mn+ được xác định bởi tích số tan của muối khó tan và nồng độ của anion tương T Hg Cl ứng: 2 2 [ Hg22+] = 0,059 lg T Hg2Cl2 0 nên : E = E + (9) - 2 [ Cl ] [ Cl- ]2 n Khi [ Cl-] = 1 mol/lit : E = E0 + 0,059 lg T Hg Cl 2 2 n (10) • Một số dạng điện cực thường gặp: Điện cực - KL/ ion KL - ĐC khí - KL/ Muối ít tan - Ox / Kh Kí hiệu M(r)│Mn+ (aq) . Cặp Ox / khử Mn+/M Nửa phản ứng Mn+ (aq) + ne Pt (r) │ X2 (k) │Xn+ Xn+ / X2 (aq) Pt (r) │ X2 (k) │Xn- X2 / Xn(aq) Xn+(aq) + ne M(r) │ MX(r) │ Xn- MXn/M, (aq) Xn- MX(r) + ne (aq) Pt (r)│Ox (aq) , Kh (aq) Ox/ Kh 8 1/2 X2 (k) + ne Ox + ne M (r) 1/2 X2 (k) Xn-(aq) M(r) + Xn- Kh 3. Điện cực hiđro tiêu chuẩn, điện cực tiêu chuẩn, thế điện cực tiêu chuẩn a. Điện cực hiđro tiêu chuẩn • Cấu tạo: Điện cực gồm một bản platin phủ muội (bột mịn) platin trên bề mặt , hấp phụ khí H2 ở P = 1atm ở 298K nhúng vào dung dịch có nồng độ H+ 1M. Sơ đồ của điện cực hiđro tiêu chuẩn được viết: Pt │ H2 (1 atm) │H+ ( C = 1.0M) Quy ước: Tại 250C + E0 2 H / H 2 = 0,00 V b. Điện cực tiêu chuẩn: Trong điện cực tiêu chuẩn nồng độ chất tan là 1 mol/ lit , chất khí (nếu có mặt) có áp suất riêng phần bằng 1 atm tại 250C. c. Thế điện cực tiêu chuẩn( E0) : Thế điện cực đo được ở điều kiện tiêu chuẩn. Khi một pin được tạo ra từ hai điện cực tiêu chuẩn thì suất điện động của pin chỉ còn: E pin = E0 pin E0 pin được xác định bằng thực nghiệm như sau: Lập một pin gồm điện cực hiđro tiêu chuẩn ở bên trái với điện cực tiêu chuẩn của điện cực cần xét ở bên phải Chẳng hạn , ta cần khảo sát điện cực M │ Mn+ pin được lập như sau: Pt │ H2 (1 atm) │ H+ ││ Mn+ (C = 1,0M) │ M + Theo quy ước: E0 2 H / H 2 = 0,00V + n+ E pin = E phải - E trái = E0 M / M - E0 2 H / H 2 = E0 E0 M n + / M là thế điện cực tiêu chuẩn tương đối theo thang hiđro của điện cực M │ Mn+ Mặt khác E pin > 0 , do đó : - Nếu điện cực hiđro là điện cực âm( đóng vai trò anot: luôn xảy ra quá trình oxi hoá) thì điện cực cần đo là điện cực dương và phản ứng trong pin ≡ qui ước + n+ E0 M / M > E 0 2 H / H 2 - Ngược lại: Phản ứng trong pin ngược với chiều qui ước + n+ hay E0 M / M < E0 2 H / H 2 ( Trong thực tế , để làm điện cực so sánh người ta thường dùng điện cực calomen Hg│Hg2Cl2│ KCl bão hoà có thế bằng 0,2415V so với điện cực tiêu chuẩn hiđro do điện cực calomen có thế rất ổn định, độ lặp lại cao, dễ sử dụng và đễ bảo quản). 9 III. TẾ BÀO GALVANI (pin Galvani hay Pin điện hoá ) 1. Cấu tạo của một pin Galvani: Zn - Cu ( pin Đanien - Jacobi) ∗ Hình vẽ: e Cầu muối Zn dd ZnSO4 1M Zn2+ + Cu Cu2+ Cấu tạo pin Đanien - Jacôbi → dd CuSO4 1M ∗ Kết quả: Kim điện kế lệch → trong mạch có dòng điện 2. Giải thích hoạt động của pin: ∗ Xét điện cực Zn │Zn2+: Zn2+ + 2e Zn (với các nguyên tử Zn ở bề mặt) Kết quả: +Các ion Zn2+ tích tụ ở tong dung dịch → dung dịch tích điện dương + Các eletron tích tụ ở thanh Zn → thanh Zn tích điện âm Tương tự như một tụ điện: - Một bản là Zn - Một bản là Zn2+ Zn Hiệu số điện thế giữa hai bản của lớp điện kép → Thế khử của cặp Ox - kh Zn2+/ Mỗi điện cực có một thế xác định (tuỳ theo bản chất của kim loại và C ion trong dung dịch) → khi nối có điện thế khác nhau bằng dây dẫn → quá trình cân bằng điện thế giữa hai điện cực làm xuất hiện dòng điện trong mạch. Điện cực Cu có thế cao hơn → electron chuyển từ Zn → Cu. ∗ Kết quả : a. Ở cực Zn: Cân bằng Zn Zn 2+ + 2e (qt Ox Zn) chuyển → phải để bù lại số e chuyển đi b. Ở cực Cu: Cân bằng Cu2+ + 2e mặt thanh Cu nhận e Cu ( qt khử Cu2+) chuyển → trái, các ion Cu2+ đến bề 10 Phản ứng trong pin: Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu ∗ Việc bố trí tách biệt 2 cặp Ox/kh cho phép lợi dụng sự truyền electron giữa chất khử và chất oxi hoá để sinh ra dòng điện . Vậy : Muốn biến hoá năng → điện năng ta phải thực hiện sự oxi hoá ở một nơi và sự khử ở một nơi và cho electron chuyển từ chất khử sang chất oxi hoá qua một dây dẫn. Đó là nguyên tắc hoạt động của mọi pin. → Pin : là dụng cụ cho phép sử dụng sự trao đổi electron trong các phản ứng oxi hoá - khử để sản sinh ra dòng điện (hoá năng biến thành điện năng) . Khi pin hoạt động : + Các cation chuyển rời từ trái → phải, cùng chiều với chiều chuyển động của các electron trong dây dẫn + Chiều dòng điện mạch ngoài ngược chiều với chiều chuyển động của các electron. ∗ Cầu muối : Bằng ống thuỷ tinh bên trong chứa thạch được tẩm dung dịch bão hoà của chất điện li thích hợp ( KCl hoặc KNO 3). Hai đầu của cầu muối đều có lớp xốp để SO4- có thể đi qua, thường là bông thuỷ tinh. Có tác dụng đóng kín mạch để cho pin hoạt động. ∗ Thanh kim loại : Vừa đóng vai trò dạng khử vừa đóng vai trò vật dẫn 2. Phân loại pin: Người ta thường phân chia hai loại pin dựa vào cơ sở tạo ra nguồn điện : * Mạch hoá học hay pin hoá học: Khi pin làm việc có phản ứng hoá học xảy ra VD: (-) Zn │ Zn2+ ( C ) ││ Cu2+ ( C ) Cu (+) *Mạch nồng độ hay pin nồng độ : Dựa vào sự chênh lệch của nồng độ chất điện li hay.... VD: (-) Cu │ Cu2+ ( C = 0,1M ) ││ Cu2+ ( C = 1M ) │ Cu (+) ... 3. Sơ đồ pin: a. Cơ sở để viết sơ đồ pin: Ta xét mạch điện hoá Đanien - Jacôbi: Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu Để thu được dòng điện từ phản ứng trên ta phải bố trí thích hợp vị trí các nửa hay bán phản ứng: Zn Zn2+ + 2e Cu2+ + 2e Cu Trong trường hợp mạch Đanien - Jacôbi , sơ đồ đó như sau: 11 Sơ đồ mạch điện hoá hay Sơ đồ pin Hoặc : (-) Zn │ ZnSO4 ( C )││CuSO4 ( C )│Cu (+) (-) Zn │ Zn2+ ( C ) ││ Cu2+ ( C ) Cu (+) Vậy : Cơ sở để viết sơ đồ pin là gì? Ta biết rằng pin là dụng cụ trong đó năng lượng của phản ứng hoá học biến thành năng lượng dòng điện. Vậy phản ứng hoá học dùng làm cơ sở của pin phải là phản ứng tự xảy ra ở điều kiện được xét. Nghĩa là phản ứng này có ∆ G < 0 Theo biểu thức liên hệ giữa ∆ G và Epin : ∆ G = - n F E pin → Epin > 0 Từ đó ta có qui ước sau đây: Sức điện động của pin sẽ dương ( Epin hoặc E 0pin > 0) nếu khi pin làm việc trong sơ đồ pin các cation chuyển rời từ trái → phải, trong dây dẫn các electron cũng chuyển rời theo chiều đó. Vậy để có E pin > 0 cần có : Điện cực bên trái : cực âm ( anot) Điện cực bên phải : Cực dương ( catot) E0 pin = E0phải - E0trái = E0(+) - E0(-)0 = E0catot - E0anot ∗ Vậy: khi xác định pin: • Điện cực có thế khử chuẩn (tiêu chuẩn) lớn hơn được làm cực dương (catot) luôn ở bên phải • Điện cực có thế khử chuẩn (tiêu chuẩn) nhỏ hơn được làm cực âm (anot) luôn ở bên trái b. Kí hiệu của tế bào điện hoá: Anot ( trái ) Catot ( phải ) - Bề mặt phân chia giữa hai pha , kí hiệu : │ - Bề mặt tiếp giáp giữa 2 dd điện li , kí hiệu : ││ hoặc + Kí hiệu :││khi giữa hai dd nối với nhau qua một cầu muối để loại trừ thế khuyếch tán. + Kí hiệu : khi giữa hai dd không có cầu nối ⇒ xuất hiện thế khuyếch tán do sự trao đổi không tương đương các ion. Vải ngăn ami ăng 2 dd tiếp xúc nhau, tốc độ khuyếch tán không đều giữa Zn2+→ Cu2+ ⇒ Chênh lệch điện tích + chênh lệch điện thế ⇒ thế khuyếch tán (đóng góp một phần vào sức điện động) 12 Để tránh điều đó ta nối hai dung dịch bằng cầu nối chứa ddKCl đđ. Quá trình khuyếch tán chủ yếu là K+ , Cl- từ dd KCl đ đ vào 2 dd ở hai bên. v khuyếch tán của Cl- ≈ v khuyếch tán của K+ → Thế khuyếch tán bị loại trừ. CuSO4 và ZnSO4 có tính chất lí hoá khác nhau → ngăn cách nhau cầu nối. - Nếu điện cực hoặc dd gồm nhiều chất thì giữa các chất có dấu phẩy. Chú ý: * Để viết đầy đủ tế bào điện hoá cần phải: - Viết nửa phản ứng ở catot, nửa phản ứng ở anot rồi cộng lại được phản ứng tổng cộng - Xác định catot (quá trình khử) , xác định anot (quá trình oxi hoá) - Viết kí hiệu của tế bào điện hoá * Trong trường hợp các cặp oxi hoá - khử mà cả dạng oxi hoá và dạng khử đều là các ion trong dung dịch ( VD: Fe 3+/Fe2+ , Sn4+ / Sn2+ , MnO4-...) hay một trong các dạng đó ở thể khí hoặc thể lỏng (VD: H +/H2 , Cl2/ Cl-, Hg22+/Hg...) người ta phải dùng một kim loại trơ làm vật dẫn điện (Pt) , trong một số trường hợp người ta dùng graphit). Kí hiệu pin dùng vật dẫn trơ: (-) Pt │ Fe2+ , Fe3+ ││ Sn4+ , Sn2+ │ Pt (+) (-) Pt │ H2 │ H+ ││ Cl- │ Cl2 │ Pt (+) hoặc (-) (Pt) H2 │ H+ ││ Cl- │ Cl2 │ (Pt) (+) (-) Pt , H2 │ H+ ││ Cl- │ Cl2 , Pt (+) IV. THẾ ĐIỆN CỰC VÀ HẰNG SỐ CÂN BẰNG Đối với các pin dùng phản ứng hóa học thuận nghịch làm cơ sở: ∆Go = - RTlnK Và: ∆Go = - nFEo Vậy - RTlnK = - nFEo → K = 10 nFE o 2,303. RT Tại 25oC ta có: K = 10 nE o 0,0592 V. ỨNG DỤNG CỦA THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN 1. So sánh tính oxi hóa, tính khử của dạng oxi hóa và dạng khử. - Thế điện cực chuẩn càng dương thì dạng oxi hóa của điện cực càng mạnh, dạng khử càng yếu và ngược lại. o Ví dụ: ECu 2+ / Cu o o = 0,34V ; EH + / H 2 = 0, 00V ; EZn = −0, 76V 2+ / Zn Theo chiều tăng dần tính khử: Cu < H2 < Zn. 13 Theo chiều tăng dần tính oxi hóa: Zn2+ < H+ < Cu2+ - Dãy hoạt động hóa học của các kim loại được sắp xếp theo thứ tự tăng dần thế điện cực tiêu chuẩn của các cặp oxi hóa khử: Mn+ + ne M Kim loại K Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Pt Au EMo / M -2,92 -2,71 -2,37 -1,66 -0,76 -0,44 -0,23 -0,14 -0,13 0,00 0,34 0,80 1,20 1,50 n+ Đi từ trái sang phải của dãy, tính khử của kim loại càng giảm, tính oxi hóa của các ion tương ứng càng tăng. 2. Viết phản ứng oxi hóa khử tự diễn biến - Chất oxi hóa mạnh hơn và chất khử mạnh hơn sẽ tự phản ứng với nhau để tạo thành chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn. - Phản ứng oxi hóa khử tự diễn biến là tổng của hai nửa phản ứng: nửa phản ứng của cặp có Eo lớn hơn được viết theo chiều thuận, nửa phản ứng của cặp có E o nhỏ hơn được viết theo chiều nghịch. Ví dụ: Tổ hợp hai bán phản ứng sau theo chiều tự diễn biến. Tính Eopin (1) NO3- + 4H+ + 3e NO + 2H2O Eo = 0,96V (2) MnO2 + 4H+ + 2e Mn2+ + 2H2O Eo = 1,23V Bán phản ứng (2) có Eo dương hơn viết theo chiều thuận. Bán phản ứng (1) có E o kém dương hơn viết theo chiều nghịch. 3x MnO2 + 4H+ + 2e Mn2+ + 2H2O Eo = 1,23V 2x NO + 2H2O NO3- + 4H+ + 3e -Eo = -0,96V 3MnO2 + 4H+ + 2NO 3Mn2+ + 2NO3- + 2H2OEopin = 0,27V 3. Tính sức điện động của pin và biến thiên năng lượng Gip ở điều kiện chuẩn Eopin = Eo(+) - Eo(-) ∆Go = - nFEo 4. Dự đoán chiều diễn biến của phản ứng oxi hóa khử - Phản ứng tự xảy ra khi ∆Go < 0 → Eo > 0. - Phản ứng không tự xảy ra khi ∆Go >0 → Eo < 0. (xảy ra theo chiều ngược lại) 14 C. SỰ ĐIỆN PHÂN I. ĐỊNH NGHĨA - Sự điện phân là quá trình oxi hoá - khử xảy ra ở trên bề mặt các điện cực khi có dòng điện một chều đi qua chất điện li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li. - Khi có dòng điện một chiều đi qua bình điện phân: Các cation đi về catot (cực âm), ở catot xảy ra sự khử. Các anion đi về anot (cực dương), ở anot xảy ra sự oxihoá. II. THẾ PHÂN GIẢI (THẾ PHÓNG ĐIỆN). QUÁ THẾ - Điện thế tối thiểu của dòng điện 1 chiều bên ngoài cần đặt vào hai điện cực để quá trình điện phân xảy ra được gọi là thế phân hủy (thế phóng điện). Ký hiệu Eph. - Trong thực tế Eph > E pin. Ví dụ: Eopin (Ni2+/Ni; Cl2/2Cl-) = 1,61V; Eph(ddNiCl2) = 1,85V. Nguyên nhân là do trong quá trình điện phân còn nhiều quá trình phụ khác: quá trình hình thành phân tử khí Cl2, quá trình hấp thụ và giải phóng khí Cl 2 khỏi bề mặt điện cực, ... - Quá thế là phần điện thế gia tăng so với sức điện động của pin tạo thành khi điện phân được gọi là quá thế. Kí hiệu là η. Ta có: Eph = Eopin + ηo = Eoanot – Eocatot + ηo ηo = ηoanot + ηocatot (>0) (>0) → Eph = Eoanot – Eocatot + ηo = (Eoanot - ηoanot) – (Eocatot - ηocatot) III. ĐIỆN PHÂN CHẤT ĐIỆN LY NÓNG CHẢY 1. Điện phân muối halogenrua nóng chảy. 2MXn ®iÖn ph©n → nãng ch¶y 2M + nX2 Phương pháp này dùng để điều chế các kim loại kiềm và các kim loại kiềm thổ. Thí dụ: ®iÖn ph©n 2NaCl → 2Na + Cl2 nãng ch¶y MgCl2 → Mg + Cl2 nãng ch¶y ®iÖn ph©n 2. Điện phân hiđroxit nóng chảy 4M(OH)n ®iÖn ph©n → 4M + nO2 + 2nH2O nãng ch¶y Phương pháp này dùng để điều chế các kim loại kiềm Thí dụ: 4NaOH ®iÖn ph©n → 4Na + O2 + 2H2O nãng ch¶y 3. Điện phân oxit nóng chảy. 15 2M2On ®iÖn ph©n → 4M + nO2 nãng ch¶y Phương pháp này dùng để điều chế nhôm 2Al2O3 ®iÖn ph©n → 4Al +3O2 nãng ch¶y (Criolit) IV. ĐIỆN PHÂN DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI TRONG NƯỚC 1. ở catot (cực âm): Ion dương nào dễ nhận electron thì điện phân trước, thứ tự điện phân ở catot như sau: - Các cation kim loại đứng sau Al 3+ trong dãy điện hoá điện phân trước (kể cả ion H+ của dung dịch axit) - Sau đó đến ion H+ của H2O điện phân. 2H2O + 2e → H2 + 2OH- Các cation Al3+ về trước trong dãy điện hoá không bị điện phân trong dung dịch. Câu hỏi đặt ra ở đây là: Tại sao ion H+ của H2O lại điện phân sau các ion từ Zn2+ đến Pb2+ trong dãy điện hoá? Lí do là: tuy rằng ion H+ có tính oxi hoá mạnh hơn các ion kim loại này nhưng số lượng của nó quá nhỏ so với số lượng các ion kim loại trong dung dịch muối (thực nghiệm cho biết cứ 555 triệu phân tử nước thì chỉ có 1 phân tử phân li thành ion H+) 2. ở anot (cực dương): Ion âm nào dễ nhường electron thì điện phân trước. Nếu anot trơ như graphit, Pt,…..thì thứ tự điện phân ở anot như sau: - Các anion gốc axit không chứa oxi điện phân trước theo thứ tự: S2- > I- > Br- > Cl- Sau đó đến anion OH- của dung dịch kiềm và của nước điện phân. 4OH- → O2 + 2H2O + 4e 2H2O → O2 + 4H+ + 4e - Các anion gốc axit chứa oxi như NO3-, CO32-, SO42-,… và F- không bị điện phân trong dung dịch. Riêng anion gốc axit hữu cơ bị điện phân trong dung dịch: → R – R + 2CO2 + 2e 2RCOO- 3. Điện phân với anot tan: Trường hợp anot không trơ thì trước hết ở anot kim loại làm điện cực bị tan ra Thí dụ: Điện phân dung dịch CuSO4 với anot bằng đồng. → Cu2+ + 2e ở anot: Cu → Cu ở catot: Cu2+ + 2e 16 Phương trình điện phân: Cu + Cu2+ → Cu2+ + Cu (Anot) (Catot) Điện phân với anot tan được dùng để tinh chế kim loại: Thí dụ: để có vàng tinh khiết, người ta dùng anot tan là vàng thô, ở catot thu được vàng ròng có độ tinh khiết 99,99%. Điện phân với anot tan cũng được dùng trong kỹ 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 mạ. Lớp mạ thường rất mỏng, có độ dày từ 5.10-5 đền 1.10-3 cm. Thí dụ: mạ kẽm, thiếc, niken, bạc, vàng,……. 4. Điện phân dung dịch chứa một muối trung hoà trong nước với điện cực trơ. Khi điện phân dung dịch hỗn hợp thì dùng kiến thức như đã nêu ở trên. Khi điện phân dung dịch chứa một muối trung hoà trong nước với điện cực trơ thì xảy ra 4 trường hợp sau đây: Trường hợp 1: Điện phân dung dịch muối trung hoà của axit không chứa oxi của kim loại từ Al về trước trong dãy điện hoá thì xảy ra phản ứng: ®iÖn ph©n Muối + H2O → Hiđroxit kim loại + H2 + phi kim dung dÞch Thí dụ: Điện phân dung dịch NaCl có màng ngăn xốp giữa 2 điện cực ®iÖn ph©n 2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2 dung dÞch (Có màng ngăn) Trường hợp 2: Điện phân dung dịch muối trung hoà của axit không chứa oxi của kim loại đứng sau Al trong dãy điện hoá thì xảy ra phản ứng: ®iÖn ph©n Muối → dung dÞch Thí dụ: kim loại + Phi kim Điện phân dung dịch CuCl2 ®iÖn ph©n CuCl2 → Cu + Cl2 dung dÞch Trường hợp 3: Điện phân dung dịch muối trung hoà của axit chứa oxi của kim loại từ Al về trước trong dãy điện hoá thì thực chất là nước điện phân. Thí dụ: Điện phân dung dịch Na2SO4 ®iÖn ph©n 2H2O → 2H2 + O2 dung dÞch (Na2SO4 ) Na2SO4 đóng vai trò dẫn điện, không tham gia điện phân. 17 Trường hợp 4: Điện phân dung dịch muối trung hoà của axit chứa oxi của kim loại đứng sau Al trong dãy điện hoá thì xảy ra phản ứng: ®iÖn ph©n Muối + H2O → Kim loại + O2 + Axit tương ứng. dung dÞch Thí dụ: Điện phân dung dịch CuSO4 ®iÖn ph©n 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + O2 + 2H2SO4 dung dÞch V – ĐỊNH LUẬT FARADAY Dựa vào công thức biểu diễn định luật Faraday ta có thể xác định được khối lượng các chất thu được ở các điện cực m= AIt nF Trong đó m: Khối lượng chất thu được ở điện cực, tính bằng gam A: Khối lượng mol nguyên tử của chất thu được ở điện cực n: Số electron mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận I: Cường độ dòng điện tính bằng ampe (A) t: Thời gian điện phân, tính bằng giây (s) F: Hằng số Faraday ( F = 96500 culong/mol ) F là điện lượng cần thiết để tạo ra A gam chất thoát ra ở điện cực. F chính là điện n lượng của 1 mol electron. Hệ quả: Số mol chất thoát ra ở điện cực = It nF VI – HIỆU SUẤT ĐIỆN PHÂN HOẶC HIỆU SUẤT DÒNG Trong quá trình điện phân, không phải tất cả các electron đều tham gia quá trình khử ở catot và quá trình oxi hoá ở anot với chất chính, nó còn tham gia các quá trình phụ khác ( thí dụ điện phân các tạp chất có mặt, điện phân thành sản phẩm phụ khác,…), do đó lượng chất thực tế thoát ra ở điện cực (mtt) nhỏ hơn lượng chất tính theo định luật Faraday (mlt). Hiệu suất điện phân được tính theo công thức. H% = mtt × 100% mlt Hiệu suất điện phân phụ thuộc vào nhiều yếu tố: bản chất phản ứng điện phân, môi trường (pH), mật độ dòng,……. VII – MẬT ĐỘ DÒNG d Mật độ dòng là cường độ dòng điện trên một đơn vị diện tích điện cực d = Trong đó: I: có thể tính theo ampe, miliampe 18 I S S: có thể tính theo m2, dm2, cm2, mm2 Mật độ dòng có ý nghĩa rất lớn trong thực tế, nó ảnh hưởng tới hiệu suất điện phân, tới màu sắc của kim loại thoát ra ở điện cực, và đặc biệt trong mạ điện, thì ảnh hưởng tới độ bám dính của kim loại lên bề mặt vật mạ. VIII –ỨNG DỤNG CỦA SỰ ĐIỆN PHÂN Sự điện phân có nhiều ứng dụng trong công nghiệp như luyện kim ( điều chế và tinh luyện các kim loại kiềm, kiềm thổ, Mg, Al, Cu, Ag, Au, …..); điều chế các phi kim như H2, O2, F2, Cl2,…….; điều chế một số hợp chất như KMnO4, NaOH, H2O2, nước Gia-ven,….. mạ điện ( mạ Cu, Ni, Cr, Ag, Au,……). 19 D. CÁC BÀI LUYỆN TẬP Dạng 1: Cân bằng các phương trình phản ứng sau theo phương pháp thăng bằng electron: 1: Phản ứng không có môi trường a) H2S + O2 → SO2 + H2O b) Fe2O3 + H2 → Fe + H2O c) P + KClO3 → P2O5 + KCl d) H2S + SO2 → S + H2O 2: Phản ứng có môi trường a) Fe + H2SO4 (đặc, nóng) → Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O b) FeO + H2SO4 (đặc, nóng) → Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O c) Fe3O4 + H2SO4 (đặc) → Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O d) MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O e) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O f) K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O g) Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NO + H2O g) Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + N2 + H2O h) Al + HNO3 → Al(NO3)3 + N2O + H2O i) Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O k) FeCO3 + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + CO2 + H2O 3: Phản ứng có sản phẩm phụ thuộc môi trường a) KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2 O b) KMnO4 + K2SO3 + H2O → MnO2 + K2SO4 + KOH c) KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2MnO4 + K2SO4 + H2O 4: Phản ứng tự oxi hoá - khử. a) Cl2 + KOH → KClO + KCl + H2O b) Cl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O c) S + NaOH → Na2SO3 + Na2S + H2O d) K2MnO4 + H2O → MnO2 + KMnO4 + KOH 5: Ph¶n øng cã hai chÊt khö a) FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2 b) FeS2 + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + H2SO4 + H2O 6: Phản ứng có hệ số bằng chữ a) FexOy + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + H2O b) FexOy + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + SO2 + H2 O c) Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + NxOy + H2O 7: Phản ứng oxi hóa khử trong hữu cơ a) CH2=CH2 + KMnO4 + H2O → CH2OH – CH2OH + KOH + MnO2 b) CH3CHO + AgNO3 + NH3 + H2O → CH3COONH4 + Ag + NH4NO3 c) HCHO + AgNO3 + NH3 + H2O → (NH4)2CO3 + Ag + NH4NO3 20 d) e) f) CH3CH2OH + K2Cr2O7 + HCl → CH3CHO + KCl + CrCl3 + H2O HOOC – COOH + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O CH3 – CHOH – CH3 + CrO3 + HCl → CH3 – CO – CH3 + CrCl3 + H2O Dạng 2: Bổ túc và cân bằng phản ứng sau theo phương pháp ion-electron : 1. NaClO + KI + H2O → ... 2. KMnO4 + C6H12O6 + H2SO4 → CO2 + … 3. Al + HNO3 → N2O + N2 + … 4. MnO4- + H+ + H2O2 → O2 + … 5. Cr3+ + ClO3- + OH- → CrO42- + Cl6. Al + NO3- + OH- + … → … + NH3 7. MnO4- + SO32- + H+ → Mn2+ + … 8. Cu2S + HNO3 → … + NO2 + SO429. Cl2 + I- + OH- → IO4- + … 10. NaClO + KI + H2O → … 11. NaCrO2 + H2O2 + H+ → H3CrO8 + … 12. NaCrO2 + H2O2 + OH- → Na2CrO4 + … Dạng 3: Các bài tập tính toán sử dụng phương pháp ion – electron: • Bài tập trắc nghiệm 1. Hỗn hợp X gồm (Fe, Fe2O3, Fe3O4, FeO) với số mol mỗi chất là 0,1 mol, hòa tan hết vào dung dịch Y gồm (HCl và H 2SO4 loãng) dư thu được dung dịch Z. Nhỏ từ từ dung dịch Cu(NO3)2 1M vào dung dịch Z cho tới khi ngừng thoát khí NO. Thể tích dung dịch Cu(NO3)2 cần dùng và thể tích khí thoát ra ở đktc thuộc phương án nào? A. 25 ml; 1,12 lít. B. 0,5 lít; 22,4 lít. C. 50 ml; 2,24 lít. D. 50 ml; 1,12 lít. 2. Hòa tan 0,1 mol Cu kim loại trong 120 ml dung dịch X gồm HNO3 1M và H2SO4 0,5M. Sau khi phản ứng kết thúc thu được V lít khí NO duy nhất (đktc). Giá trị của V là A. 1,344 lít. B. 1,49 lít. C. 0,672 lít. D. 1,12 lít. 3. Dung dịch A chứa 0,01 mol Fe(NO3)3 và 0,15 mol HCl có khả năng hòa tan tối đa bao nhiêu gam Cu kim loại? (Biết NO là sản phẩm khử duy nhất) A. 2,88 gam. B. 3,92 gam. C. 3,2 gam. D. 5,12 gam. 4. Hòa tan 4,76 gam hỗn hợp Zn, Al có tỉ lệ mol 1:2 trong 400ml dung dịch HNO3 1M vừa đủ, dược dung dịch X chứa m gam muối khan và thấy có khí thoát ra. Giá trị của m là: A. 25.8 gam. B. 26,9 gam. C. 27,8 gam. D. 28,8 gam. 5. Thực hiện hai thí nghiệm: 1) Cho 3,84 gam Cu phản ứng với 80 ml dung dịch HNO3 1M thoát ra V1 lít NO. 2) Cho 3,84 gam Cu phản ứng với 80 ml dung dịch chứa HNO3 1M và H2SO4 0,5 M thoát ra V2 lít NO. Biết NO là sản phẩm khử duy nhất, các thể tích khí đo ở cùng điều kiện. Quan hệ giữa V1 và V2 là A. V2 = V1. B. V2 = 2V1. C. V2 = 2,5V1. D. V2 = 1,5V1. 21 6. Hòa tan hỗn hợp X gồm hai kim loại A và B trong dung dịch HNO 3 loãng. Kết thúc phản ứng thu được hỗn hợp khí Y (gồm 0,1 mol NO, 0,15 mol NO 2 và 0,05 mol N2O). Biết rằng không có phản ứng tạo muối NH 4NO3. Số mol HNO3 đã phản ứng là: A. 0,75 mol. B. 0,9 mol. C. 1,05 mol. D. 1,2 mol. 7. Cho 12,9 gam hỗn hợp Al và Mg phản ứng với dung dịch hỗn hợp hai axit HNO3 và H2SO4 (đặc nóng) thu được 0,1 mol mỗi khí SO2, NO, NO2. Cô cạn dung dịch sau phản ứng khối lượng muối khan thu được là: A. 31,5 gam. B. 37,7 gam. C. 47,3 gam. D. 34,9 gam. 8. Hòa tan 10,71 gam hỗn hợp gồm Al, Zn, Fe trong 4 lít dung dịch HNO3 aM vừa đủ thu được dung dịch A và 1,792 lít hỗn hợp khí gồm N2 và N2O có tỉ lệ mol 1:1. Cô cạn dung dịch A thu được m (gam.) muối khan. giá trị của m, a là: A. 55,35 gam. và 2,2M B. 55,35 gam. và 0,22M C. 53,55 gam. và 2,2M D. 53,55 gam. và 0,22M 9. Hòa tan 5,95 gam hỗn hợp Zn, Al có tỷ lệ mol là 1:2 bằng dung dịch HNO 3 loãng dư thu được 0,896 lít một sản shẩm khử X duy nhất chứa nitơ. X là: A. N2O B. N2 C. NO D. NH4+ 10. Cho hỗn hợp gồm 0,15 mol CuFeS2 và 0,09 mol Cu2FeS2 tác dụng với dung dịch HNO3 dư thu được dung dịch X và hỗn hợp khí Y gồm NO và NO2. Thêm BaCl2 dư vào dung dịch X thu được m gam kết tủa. Mặt khác, nếu thêm Ba(OH)2 dư vào dung dịch X, lấy kết tủa nung trong không khí đến khối lượng không đổi thu được a gam chất rắn. Giá trị của m và a là: A. 111,84g và 157,44g B. 111,84g và 167,44g C. 112,84g và 157,44g D. 112,84g và 167,44g • Bài tập tự luận Bài 1 Hỗn hợp X gồm 2 kim loại Al và Cu. Cho 18,2 gam X vào 100ml dung dịch Y chứa H2SO4 12M và HNO3 2M, đun nóng tạo ra dung dịch Z và 8,96 lít (đktc) hỗn hợp T gồm NO và khí D không màu. Hỗn hợp T có tỷ khối so với hidro = 23,5. Tính khối lượng mỗi kim loại trong hỗn hợp đầu và lượng mỗi muối trong dung dịch Z Giải: MT =23,5 . 2 = 47 → MNO = 30 < 47 < MD. → D là SO2 = 64 Suy ra số mol NO = 0,2 mol và SO2 = 0,2 mol Thực chất phản ứng theo các phương trình sau: Al – 3e → Al3+. Với số mol Al = x và số mol Cu = y Cu – 2e → Cu2+. Tổng số e nhường = 3x + 2y NO3- + 4H+ + 3e → NO + 2H2O SO42– + 4H+ + 2e → SO2 + 2H2O (Tổng số mol e thu = 0,6 + 0,4 = 1 ) Số mol H+ trong Y = 1,2 . 2 + 0,2 = 2,6 > số mol H+dự phản ứng = (0,2 + 0,2) 4= 1,6 Nên kim loại tan hết. Vậy ta có hệ phương trình: 27x + 64y = 18,2 3x + 2y = 1 → giải pt cho x = y = 0,2 22 Vì NO3– phản ứng = NO3– trong Y nên dung dịch Z không có NO3–- và chỉ có Al3+, Cu2+, SO42–. Lượng Al2(SO4)3 = 0, 2 . 342 = 34,2 gam 2 Lượng CuSO4 = 0,2 . 160 = 32 gam Bài 2 Cho 23,52g hỗn hợp 3 kim loại Mg, Fe, Cu vào 200ml dung dịch HNO 3 3,4M khuấy đều thấy thoát ra một khí duy nhất hơi nặng hơn không khí, trong dung dịch còn dư một kim loại chưa tan hết, đổ tiép từ từ dung dịch H 2SO4 5M vào, chất khí trên lại thoát ra cho dến khi kim loại vừa tan hết thì mất đúng 44ml, thu được dd A. Lấy 1/2 dd A, cho dd NaOH cho đến dư vào, lọc kết tủa, rửa rồi nung ngoài không khí đến khối lượng không đổi thu được chất rắn B nặng 15,6g. 1-Tính % số mol mỗi kim loại trong hỗn hợp. 2-Tính nồng độ các ion (trừ ion H+-, OH-) trong dung dịch A. Giải: Gọi x, y, z là số mol Mg, Fe, Cu trong hỗn hợp, ta có : 24x + 56y + 64z = 23,52 ↔ 3x + 7y + 8z = 2,94 Đồng còn dư có các phản ứng: Cho e: Nhận e: 2+ Mg - 2e = Mg (1) NO3- + 3e + 4H+ = NO + 2H2O Fe - 3e = Fe3+ (2) Cu + Fe3+ = Cu2+ + Fe2+ Cu - 2e = Cu2+ (3) Phương trình phản ứng hoà tan Cu dư: 3Cu + 4H2SO4 + 2NO3- = 3CuSO4 + SO42- + 2NO + H2O (a) (4) (5) (6) 0,044.5.3 = 0,165 mol 4 Theo các phương trình (1), (2), (3), (4), (5): số mol e cho bằng số mol e nhận: Từ Pt (6) tính được số mol Cu dư: = 2(x + y + z – 0,165) = [3,4.0,2 – 2(x + y + z – 0,165)].3 → x + y + z = 0,255 + 0,165 = 0,42 (b) Từ khối lượng các oxit MgO; Fe2O3; CuO, có phương trình: x y z .40 + .160 + . 80 = 2 4 2 15,6 (c) Hệ phương trình rút ra từ (a), (b), (c): 3x + 7y + 8z = 2,94 x + y + z = 0,42 x + 2y + 2z = 0,78 Giải được: x = 0,06; y = 0,12; z = 0,24. % lượng Mg = 14,29% ; % lượng Fe = 28,57% ; % lượng Cu = 57,14% [Cu2+] = 0,984 M ; [Fe2+] = 0,492 M ; 0,06 [Mg2+] = 0,244 = 0,246 M [SO42-] = 0,9 M ; [NO3-] = 1,64 M 2/ Tính nồng độ các ion trong dd A (trừ H+, OH-) Bài 3 Hoà tan hoàn toàn 22 gam hỗn hợp X gồm sắt và kim loại M (M chỉ có hoá trị II) trong 100 ml dung dịch, chứa 2axít (HNO 3 và H2SO4) thì phản ứng vừa đủ, thu được dung dịch A chỉ chứa 2 muối sunphát của sắt và M, đồng thời giải phóng 20,16 lít hỗn hợp khí B gồm: ( NO2; NO; N2O) đo ở 13,560C và 1,05 atm. Tỷ khối của B so 23 với Hiđrô là 21,533. Cho toàn bộ khí B hấp thụ hết bằng dung dịch xút dư thu được 53,9 gam muối. Cho dung dịch A tác dụng hết với xút dư rồi lấy kết tủa nung ở nhiệt độ cao đến khối lượng không đổi được chất rắn D gồm 2 ôxít. Cho luồng CO dư qua D đốt nóng phản ứng xong thấy khối lượng D giảm 4,8 gam. a) Xác định kim loại M? Tính khối lượng các kim loại trong hỗn hợp X. b) Tính C% của 2 axít trong dung dịch ban đầu ( ddung dich 2 axit = 2,5g/ml) Giải: a. Tìm M - Tính khối lượng từng kim loại + Gọi số mol NO2; NO; N2O có trong B lần lượt là a,b,c mol (a;b;c > 0). + Cho B vào NaOH dư thì: 2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O → a/2 → a/2 a a 2 a 2 + Theo đề cho ra có: 85. + 69. = 53,9 ⇔ a = 0, 7 mol Pv 1, 05.20,16 + nB = RT = 0, 082.286,56 = 0,9mol a = 0, 7 Tacó hệ: b + c = 0, 2 0, 7.46 + 30.b + 44.c = 21,533 0,9.2 a = 0, 7 mol ⇔ b = 0,16mol c = 0, 04mol Gọi nFe; nM có trong 22g hỗn hợp là (x;y >0) ⇔ 56.x+M.y = 22 (*) * Quá trình nhường e: Fe - 3e → Fe3+ x → 3x → x M - 2e → M2+ ⇔ Tổng số mol e nhường là: 3x+2y mol y → 2y → y * Quá trình nhận e: 2H+ + NO 3− + e → NO2 ↑ + H2O 1,4 ¬ 0,7 ¬ 0,7 − 4 H+ + NO 3 + 3e → NO ↑ + H2O ⇔ Tổng số mol e thu là: 1,5 mol 0,64 ¬ 0,48 ¬ 0,16 − + 10H + 2NO 3 + 8e → N2O + 5H2O 0,4 ¬ 0,32 ¬ 0,04 * Theo nguyên tắc bảo toàn e ta có: 3x + 2y = 1,5 (**) * Cho dung dịch A + NaOH dư lấy kết tủa nung ở t0 cao được chất rắn D gồm 2 ôxit: Fe2O3 và MO. Ta có sơ đồ: 2Fe3+ → 2 Fe(OH)3 → Fe2O3; M2+ → M(OH)2 → MO x → x → 1 ; 2 y → y → y * Cho CO qua D có 2 trường hợp xảy ra: + TH1: cả Fe2O3 và MO bị CO khử: Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 + m giảm = x .3.16 + 16 y = 4,8 2 MO + CO → M + CO2 ⇔ 3x + 2y = 0,6 (vô lý so với **) ⇔ Loại. TH2: Chỉ có Fe2O3 bị CO khử; MO không bị CO khử. 24 Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 ↑ . Khối lượng giảm: ⇔ x = 0,2 mol x .160 − 56 x = 4,8 2 y = 0,45 mol Thay vào (*) ⇔ M = 24g/mol: M là Mg Tìm C% của mỗi axit trong dung dịch đầu − nHNO 3 = nNO 3 = 0,7 + 0,16 + 0,08 = 0,94 mol 0,94.64 C% HNO3 = 100.2,5 x 100% = 23,69% + nH do H2SO4 tạo ra là: 1,4 + 0,64 + 0,4 - 0,94 = 1,5mol ⇔ n H SO ban đầu = 0,75mol 2 4 0, 75.98 C% H2SO4 = 100.2,5 x 100% = 29,4% Dạng 4: Các bài tập đơn giản về pin điện Bài 1 Có các điện cực: Cu/Cu2+; Mg/Mg2+, (Pt)Cl2/Cla) Hãy viết sơ đồ pin dùng để xác định thế tiêu chuẩn của mỗi điện cực đó theo qui ước. Viết PTPƯ xảy ra trên mỗi điện cực và trong pin. 2+ − b) Cho EoMg /Mg = -2,363V, EoCl 2 /Cl = 1,36V; Eo Cu / Cu = 0,34V. Hãy xác định lại sơ đồ pin để đúng theo qui ước Eo > 0. 2+ Hướng dẫn: a .Theo đúng qui ước thì sơ đồ pin điện được viết: (Pt) H2 (P H = 1atm)| H+ (C H = 1M) ║ Cu2+ (C Cu = 1)|Cu + 2 An«t (-) : Cat«t (+) : qt oxi ho¸ : qt khö : 2+ H2 Cu2+ + 2e H2 + Cu2+ → Phản ứng trong pin: → ¬ → ¬ (1) 2H+ + 2e Cu → ¬ 2H+ + Cu + (Pt) H2 ( PH 2 = 1atm)│H+ (CH =1M) ║ Mg2+ (C=1M)│Mg (2) → Anôt (-) : qt oxi hoá: H2 ¬ 2H+ + 2e → Catôt (+): qt khử: Mg2+ + 2e ¬ Mg → → Phản ứng trong pin: H2 + Mg2+ ¬ 2H+ + Mg + (Pt) H2 ( PH 2 = 1at)│H+ (CH =1M) ║Cl- (C=1M)│Cl2 (Pt) → (-) Anôt: qt OXH: H2 ¬ 2H+ + 2e → (+) Catôt: qt khử : Cl2 + 2e ¬ 2Cl → → Phản ứng trong pin: Cl2 + H2 ¬ 2H+ + 2Cl c) Dựa vào thế của EoOXH/Khử 25 (3) o + EoOXH/Khử > E2H /H2 = 0 ⇒ thì sơ đồ pin không thay đổi và phản ứng trong pin trùng với chiều qui ước. Dựa vào theo đề: thì pin (1) và (3) là không thay đổi. 0 2+ EMg /Mg < 0 → pin (2) được viết lại: + Mg│Mg2+ (C Mg =1M) ║ H+ (CH =1M)│ H2 (Pt) 2+ Phản ứng ở điện cực và trong pin: → (-) Anôt: Mg ¬ Mg2+ + 2e → (+) Catôt: 2H+ + 2e ¬ H2 + → Phản ứng trong pin: Mg + 2H ¬ Mg2+ + H2 Bài 2 Cho dãy hoạt động hoá học và các thế tương ứng. Mn+ + ne K Na Mg -2,92 -2,71 -2,37 Sn Pb H -0,14 -0,13 0,00 Mn+/M Hãy giải thích : a) Fe, Mg, Al tan được trong HCl b) Cu, Ag không tan trong HCl c) Fe khử được Cu2+ d) Ag không khử được ion Cu2+ Hướng dẫn: Mn+/M M Al -1,66 Cu 0,34 Zn -0,76 Ag 0,80 Fe -0,44 Pt 1,20 Ni -0,23 Au 1,50 o + + EMo n+/M < E2H /H2 → H là chất oxi hoá mạnh, M là chất khử mạnh → do đó phản ứng: M + nH+ → Mn+ + (n/2) H2 0 o o o →E Fe2+/Fe ; EMg2+/Mg ; EAl3+/Al < E 2H+/H2 = 0 Do đó Fe, Mg, Al tan được trong HCl. b, c, d giải thích tương tự dựa vào thế của các cặp tương ứng. Bài 3 Cho Eo = 2+0,771 Fe3+/Fe o + EAg /Ag V; Eo =/Cu 0,337V; Cu2+ Eo 0,00V 2H=+/H 2 ; = 0,80V Hãy thiết lập pin có thể được tạo thành; viết sơ đồ pin và các phản ứng xảy ra trong pin. Bài 4 Cho Eo 0,799V; Ag=+/Ag Eo 2+ - 0,23V Ni= /Ni 26 1. Viết sơ đồ pin dùng để xác định Eo. Chỉ rõ cực dương, cực âm. 2. Cho biết sức điện động của pin, phản ứng xảy ra trong pin theo qui ước và theo thực tế. 3. Nếu ghép 2 điện cực tiêu chuẩn Ag và Ni thì sức điện động của pin Epin=? Phản ứng trong pin như thế nào? o 2+ o Cho ECu /Cu = 0,34V; EAg+/Ag Bài 5 = 0,80V; EoFe3+/Fe = - 0,44V. 1. Viết sơ đồ pin để xác định các thế khử chuẩn và viết phương trình phản ứng xảy ra khi pin hoạt động. 2. Hãy viết các sơ đồ pin khi ghép điện cực Fe với điện cực Cu, điện cực Cu với điện cực Ag. Viết phương trình phản ứng và tính E0pin. Hướng dẫn: 1. Sơ đồ pin để xác định các thế khử chuẩn. o 2+ o ECu 2H+/H2 = 0,00V /Cu = 0,34V > E o E Ag+/Ag o + = 0,80V > E2H /H2 = 0,00V → Sơ đồ pin: H2 (Pt)│H+ (C = 1M)││Cu2+ (C = 1M)│Cu → 2H+ + 2e cực âm (anôt): qt OXH H2 ¬ → cực dương (catôt): qt khử Cu2+ + 2e ¬ Cu → Cu + 2H+ → Phản ứng trong pin: H2 + Cu2+ ¬ H2 (Pt)│H+ (C = 1M)││Ag+ (C = 1M)│Ag → ¬ (1/2)H2 + Ag+ Ag + H+ EFeo2+/Fe = -0,44V < E2Ho +/H2 = 0,00V → Sơ đồ pin: Fe│Fe2+ (C = 1M)││H+ (C = 1M)│H2 (Pt) Fe + 2H+ → ¬ Fe2+ + H2 a. Sơ đồ pin khi ghép điện cực Fe với điện cực Cu Eo Cu / Cu = 0,34 > E0 Fe / Fe = -0,44V → Cu/Cu2+ : cực dương (catôt) Fe/Fe2+ : cực âm (anôt) → Sơ đồ pin: 2+ 2+ Fe│Fe2+ (C = 1M)││Cu2+ (C = 1M)│Cu Eopin = Eof – Eot = Eo Cu → ¬ Fe + Cu2+ → Phản ứng trong pin: 2+ / Cu - E0 Fe 2+ / Fe 27 Fe2+ + Cu → Eopin = 0,34 – (- 0,44) = 0,78 (V) b. Ghép cực Cu với cực Ag E0 Ag / Ag > Eo Cu / Cu → Ag/Ag+ : cực dương (catôt) Cu2+/Cu: cực âm (anôt) → Sơ đồ pin: (-) Cu│Cu2+ (C = 1,0)││Ag+ (C = 1,0)│Ag (+) + 2+ Cu + 2Ag+ → Phản ứng trong pin: Eopin = E0 Ag + / Ag - Eo Cu 2+ / Cu → ¬ 2Ag + Cu2+ = 0,8 – 0,34 = 0,46 (V) Bài 6 Trị số Eo của một số điện cực ở 25oC Fe3+/Fe2+ 0,77V (1) 34[Fe(CN)6] /[Fe(CN)6] 0,36V (2) + NO3 , H / NO, H2O 0,96V (3) NO3 , H2O/ NO2 0,1V (4) 3+ Al /Al -1,66V (5) Dựa vào số liệu trên hãy: 1. Lập các pin; Epin (ghi kết quả theo thứ tự giảm dần) 2. Viết phương trình phản ứng xảy ra trên mỗi điện cực và phản ứng xảy ra trong pin (viết sơ đồ pin) khi ghép: a) Từ điện cực 2 – 5 b) Từ điện cực 3 – 5 c) Từ điện cực 3 – 4 Hướng dẫn: 1. Theo bài ra ta có bảng số liệu. Số thứ tự Điện cực + Điện cực Eopin (V) 1 3 5 2,62 2 1 5 2,43 3 2 5 2,02 4 4 5 1,76 5 3 4 0,86 6 1 4 0,67 7 3 2 0,60 8 1 2 0,41 9 2 4 0,26 10 3 1 0,19 2. a. Điện cực 2 – 5. E0 Fe(CN ) / Fe(CN ) = 0,36 > E0 Al / Al = -1,66V → Pt│[Fe(CN)6]3-;[Fe(CN)6]4- : cực dương (catôt) Al/Al3+ : cực âm (anôt) 6 3− 6 4− 3+ → Sơ đồ pin: Al│Al3+ (C = 1M)││[Fe(CN)6]3-/ [Fe(CN)6]4-│Pt 28 → cực âm (anôt): qt OXH Al ¬ Al3+ + 3e → cực dương (catôt): qt khử [Fe(CN)6]3- + e ¬ [Fe(CN)6]4 → phản ứng trong pin: Al + 3[Fe(CN)6]3Al3+ + 3[Fe(CN)6]4- b. Điện cực 3 – 5 E3 > E5 → Sơ đồ pin: Al│Al3+ (C = 1M)││NO3-, H+│NO (Pt) → Al3+ + 3e cực âm (anôt): qt OXH Al ¬ → cực dương (catôt): qt khử NO3- + 4H+ + 3e ¬ NO + 2H2O → Phản ứng trong pin: → Al + NO3- + 4H+ ¬ Al3+ NO + 2H2O c. Điện cực 3 – 4. E3 > E4 → Sơ đồ pin: (-) Pt│NO3-, NO2-││NO3-, H+│NO (Pt) (+) → NO3- + H2O + 2e cực âm (anôt): qt OXH NO2- + 2OH- ¬ → cực dương (catôt): qt khử NO3- + 4H+ + 3e ¬ NO + H2O → Phản ứng trong pin: → 3NO2- + 2OH- ¬ NO3- + NO + H2O Bài 7 Thiết lập sơ đồ pin sao cho khi pin hoạt động xảy ra các phản ứng sau: → a. Fe2+ + Ag+ ¬ Fe3+ + Ag → Ag2CrO4↓ + 2Fe2+ b. 2Fe3+ + 2Ag + CrO42- ¬ → CH3COOH + SO42c. HSO4- + CH3COO¬ Hướng dẫn: a. b. Pt│Fe2+, Fe3+ ║ Ag+│Ag Ag│Ag2Cr2O4; CrO42- ║ Fe3+, Fe2+│Pt → c. Cực âm (anot): Quá trình OXH: (1/2)H2 – e ¬ H+ → CH3COO- + H+ ¬ CH3COOH → Cực dương (catôt): Quá trình khử: HSO4- ¬ H+ + SO42 → H+ + e (1/2)H2 ¬ → pin được thành lập: (Pt) H2│CH3COO-; CH3COOH ║ HSO4-, SO42-│H2 (Pt) Bài 8 Thiết lập các sơ đồ pin dựa vào các phương trình phản ứng sau. 29 → Cu + Zn2+ 1. Zn + Cu2+ ¬ → AgCl 2. Ag+ + Cl- ¬ → ZnCl2 3. Zn + Cl2 ¬ → Ce3+ + Fe3+ 4. Ce4+ + Fe2+ ¬ → 5. MnO4- + H+ + Cl- ¬ Mn2+ + Cl2 + H2O → 6. Ag + Fe3+ ¬ Ag+ + Fe2+ → 7. Cd + CuSO4 ¬ CdSO4 + Cu → 8. 2Ag+ + H2 ¬ 2Ag + 2H+ → AgI 9. Ag+ + I¬ → 10. H2 + Cl2 ¬ 2HCl → 11. Zn + Hg2SO4 (r) ¬ ZnSO4 + 2Hg → 12. Pb + 2HCl ¬ PbCl2 + H2 Hướng dẫn: Thiết lập sơ đồ pin dựa vào phương trình phản ứng → ¬ 1. Zn + Cu2+ Cu + Zn2+ → cực âm (anôt): qt OXH Zn ¬ Zn2+ + 2e → cực dương (catôt): qt khử Cu2+ + 2e ¬ Cu → Sơ đồ pin: Zn│Zn2+ (C1)║Cu2+ (C2)│Cu 2. Ag + Cl- → ¬ AgCl → cực âm (anôt): qt OXH Ag + Cl- ¬ AgCl↓ + e + → cực dương (catôt): qt khử Ag + e ¬ Ag → Sơ đồ pin: Ag,AgCl│Cl-(C1)║Ag+ (C2)│Ag 3. Zn + Cl2 → ¬ ZnCl2 → cực âm (anôt): qt OXH Zn ¬ Zn2+ + 2e → cực dương (catôt): qt khử Cl2 + 2e ¬ 2Cl → Sơ đồ pin: Zn│Zn2+ (C1)║Cl- (C2)│Cl2 (Pt) 4. Ce4+ + Fe2+ → ¬ cực âm (anôt): qt OXH cực dương (catôt): qt khử → Sơ đồ pin: Ce3+ + Fe3+ → Fe2+ ¬ Fe3+ + e → Ce4+ + e ¬ Ce3+ Pt│Fe2+, Fe3+║Ce4+, Ce3+│Pt 30 → ¬ MnO4- + H+ + Cl- 5. Mn2+ + Cl2 + H2O → cực âm (anôt): qt OXH 2Cl- ¬ Cl2 + 2e → cực dương (catôt): qt khử MnO4- + 8H+ + 5e ¬ Mn2+ + 4H2O → Sơ đồ pin: (-) Cl2 (Pt)│Cl-║MnO4-, H+, Mn2+│Pt (+) → ¬ Ag + Fe2+ 6. Ag+ + Fe2+ → cực âm (anôt): qt OXH Ag ¬ Ag+ + e → cực dương (catôt): qt khử Fe3+ + e ¬ Fe2+ → Sơ đồ pin: (-) Ag│Ag+ (C1)║Fe3+, Fe2+│Pt (+) 7. → ¬ Cd + CuSO4 CdSO4 + Cu tương tự, sơ đồ pin: (-) Cd│CdSO4║CuSO4│Cu (+) 2Ag+ + H2 8. → ¬ 2Ag + 2H+ → Sơ đồ pin: (-) H2│H+ (C1)║Ag+│Ag (+) Ag+ + I- 9. → ¬ AgI → Sơ đồ pin (tương tự câu 2) (-) Ag, AgI│I-║Ag+│Ag (+) 10. H2 + Cl2 → ¬ 2HCl → Sơ đồ pin: (-) 11. Zn + Hg2SO4 (Pt) H2│H+║Cl-│Cl2 (Pt) (+) → ¬ ZnSO4 + 2Hg → cực âm (anôt): Zn ¬ cực dương (catôt): Hg2SO4 + 2e Zn2+ + 2e → ¬ 2Hg + SO42- → Sơ đồ pin: (-) Zn│Zn2+║SO42-│Hg2SO4, Hg (+) 12. Pb + 2HCl → ¬ PbCl2(r) + H2 → cực âm (anôt): Pb + 2Cl- ¬ PbCl2(r) + 2e → cực dương (catôt): 2H+ + 2e ¬ H2 → Sơ đồ pin: (-) Pb, PbCl2│Cl- ║H+│H2 (Pt) (+) 31 Bài 9. Nhúng một sợi Ag vào dd Fe2(SO4)3 2,5.10-2M. Xác định nồng độ của Fe3+, Fe2+ và Ag+ khi cân bằng ở 25oC. Tính thế của các cặp oxi hoá - khử khi cân bằng. Cho biết: Eo (Fe3+/ Fe2+) = 0,77V, Eo (Ag+/Ag) = 0,80V Hướng dẫn: Có lgK = 0,77 − 0,80 = - 0,51 0,059 K= 0,31 Ag + Fe3+ 0,05-x [] Ta có: K= Ag+ + Fe2+ x x x2 = 0,31 ⇒ [Ag+]=[ Fe2+] = x = 4,38.10-2 0,05 − x [Fe3+] = 6.10-3 EcbFe 3+ /Fe 2+ 6.10 −3 = 0,77 + 0,059 lg = 0,72 v 4,38.10 −2 Bài 10. Để nghiên cứu cân bằng sau ở 25oC Cu(r) + 2Fe3+ (dd) ⇔ Cu2+ (dd) + Fe2+ (dd) Người ta cho Cu vào một dung dịch gồm CuSO4 0,5M ; FeSO4 0,025M ; Fe2(SO4)3 0,125M a. Cho biết chiều của phản ứng. b. Tính hằng số cân bằng của phản ứng c. Tỉ lệ o Biết: ECu 2+ [ Fe3+ ] [ Fe2+ ] / Cu có giá trị như thế nào để phản ứng đổi chiều = 0,34V ; o E Fe = 0,77V 3+ / Fe 2 + Hướng dẫn: a. Ta có [Cu2+] = 0,5M [Fe2+] = 0,025M [Fe3+] = 2.0,125 = 0,25M 25 E Fe3+ / Fe 2 + = 0,77 + 0,059 lg 00,,025 = 0,826(V ) ECu 2 + / Cu = 0,34 + 0, 059 2 lg 0,5 = 0,331(V ) ⇒ E pu = 0,826 − 0,331 = 0,495(V ) > 0 => Phản ứng xảy ra theo chiều thuận b. Ta có lg K = nE opu 0 , 059 = 2 ( 0 , 77 −0 , 34 ) 0 , 059 = 14,576 ⇒ K = 3,77.1014 c. Để đổi chiều phản ứng phải có: 3+ Fe ] E pu < 0 ⇒ ECu 2 + / Cu > E Fe3+ / Fe2+ ⇒ 0,331 > 0,77 + 0,059 lg [[ Fe ⇒ 2+ ] 32 [ Fe 3+ ] [ Fe 2 + ] < 3,6.10 − 8 Dạng 5: Các bài tập nâng cao về pin điện Bài 1 Cho sơ đồ pin điện hoá tại 25oC Ag, AgBr/KBr 1M//Fe3+: 0,05M, Fe2+: 0,1M/Pt a) Viết sơ đồ phản ứng xảy ra trong pin và chiều chuyển dịch điện tích khi pin hoạt động. b) Tính E pin. c) Tính nồng độ các ion trong mỗi điện cực khi pin phóng điện hoàn toàn. o o Cho: EAg + /Ag = 0,799V ; EFe3+/Fe2+ = 0,771 V Ks, AgBr = 10-13 . ThÓ tÝch mçi ®iÖn cùc lµ 100ml Hướng dẫn a) Phản ứng điện cực: Anot (-) : Ag + Br- → AgBr↓ + 1e Catot (+): Fe3+ + 1e → Fe2+ Phản ứng trong pin: Fe3+ + Ag + Br- → Fe2+ + AgBr b) Tính Epin: áp dụng phương trình Nec ta có: [Fe3+] 0,0592 o EFe3+/Fe2+ = EFe3+/Fe2+ + lg = 0,753 V 1 [Fe2+] T¹i anot: KBr K+ + Br1M 1M 1M AgBr Ag+ + BrK [Ag+] = AgBr = 10-13 mol/lit [Br ] o 0,0592 lg [Ag+] = 0,0294 V E Ag+/Ag = EAg + /Ag + 1 Epin = E(+) - E(-) = 0,7236 V c) Ta có cân bằng: Fe3+ + Ag + BrFe2+ + AgBr (1) K1 = ? Lµ tæ hîp cña c¸c c©n b»ng sau: Fe3+ + e Ag Ag+ + Br- Fe2+ Ag+ + e AgBr 0,771 - 0,799 0,0592 K1 = 10 .(10-13)-1 = 3,365 .1012 rÊt lín ⇒ Coi như (1) xảy ra hoàn toàn. Vì thể tích 2 điện cực bằng nhau nên TPGH: Fe3+ : 0M; Fe2+: 0,15M; Br- : 0,95M. Xét cân bằng: 33 Co ∆C Fe2+ + AgBr 0,15 -x Fe3+ + Ag + Br- (2) 0,95 0 x x K2 = K1-1 = 2,97.10-13 x 0,95 + x [ ] 0,15 - x [Fe3+] .[Br-] x(0,95 + x) K2 = = = 2,97 .10-13 0,15 - x [Fe2+] Giả sử x > 10(1,51-1,085) 0,0592 2MnO + 10Br + 16H → 2Mn + 5Br2 + 8H2O K = 10 Bđ 0,01 0,1 0,42 0,01 Sau 0,05 0,34 0,02 0,025 3+ 2+ TPGH của hệ: Fe : 0,05M Mn : 0,01M K+ : 0,02M H+: 0,34M Br2: 0,025M HSO4 : 0,5M Br- : 0,05M Xét cân bằng: HSO4H+ + SO42- Ka = 10-2 C 0,5 0,34 [] 0,5 –x 0,34+ x x 4 Ka = - + 2+ / = 1071,8>> x(0,34 + x) = 10-2 ⇒ x = 0,0137 0,5 − x Vậy TPCB của hệ: Fe3+¨: 0,05M Mn2+: 0,01M K+ : 0,02M H+ : 0,3537M Br2 : 0,025M SO42- : 0,0137 M HSO4-: 0,4863M Br- : 0,05M 2, Thế của điện cực Pt nhúng vào dd X được tính theo cặp Br2/BrTừ bán phương trình: Br2 + 2e →2BrEBr2/ Br - = E0 Br2/ Br- + = 1,085 + [ Br2 ] 0,0592 lg 2 2 Br − 0,0592 0,025 lg = 1,115 V 2 (0,05) 2 3,Vì thế của điện cực Pt nhúng vào dung dịch X = 1,115V > Ecal = 0,244V nên: + điện cực Pt là điện cực dương + điện cực Calomen là cực âm Sơ đồ pin như sau: (-) Hg Hg2Cl2dd KCl bào hoà dd X Pt ( +) Phản ứng xảy ra khi pin hoạt động: Tại cực (-) : 2Hg + 2Cl- → Hg2Cl2 + 2e Tại cực (+) Br2 + 2e → 2Br2Hg + 2Cl- + Br2 → Hg2Cl2 + 2BrSức điện động của pin: Epin = EPt – Ecal = 1,115– 0,244 = 0,871 V Bài 3 Đề thi HSG Quốc gia 2004 Dung dịch A gồm AgNO3 0,050 M và Pb(NO3)2 0,100 M. 1. Tính pH của dung dịch A. 2. Thêm 10,00 ml KI 0,250 M và HNO 3 0,200 M vào 10,00 ml dung dịch A. Sau phản ứng người ta nhúng một điện cực Ag vào dung dịch B vừa thu được và ghép thành pin (có cầu muối tiếp xúc hai dung dịch) với một điện cực có Ag nhúng vào dung dịch X gồm AgNO3 0,010 M và KSCN 0,040 M. a) Viết sơ đồ pin . b) Tính sức điện động Epin tại 250C . 35 c) Viết phương trình phản ứng xảy ra khi pin hoạt động. d) Tính hằng số cân bằng của phản ứng . Cho biết : Ag+ + H2O AgOH + H+ (1) ; K1= 10 –11,70 Pb2+ + H2O PbOH+ + H+ (2) ; K2= 10 –7,80 Chỉ số tích số tan pKs : AgI là 16,0 ; PbI2 là 7,86 ; AgSCN là 12,0 . 0 EAg + RT ln = 0,0592 lg F ; = 0 ,799 V /Ag 3. Epin sẽ thay đổi ra sao nếu: a) thêm một lượng nhỏ NaOH vào dung dịch B ; b) thêm một lượng nhỏ Fe(NO3)3 vào dung dịch X? Hướng dẫn 1. Ag+ + H2O Pb2+ + H2O AgOH + H+ ; K1 = 10-11,7 (1) PbOH + H+ ; K2 = 10-7,8 (2) Do K2 >> K1 nên cân bằng 2 quyết định pH của dung dịch Pb2+ + H2O C 0,10 [] 0,10 - x PbOH + H+ ; x K2 = 10-7,8 (2) x x = 10-4,4 = [ H + ] ; pH = 4,40 x2 = 10 −7 ,8 0,1 − x 2.a) Dung dịch B: Thêm KI : CAg+ = 0,025 M; CPb2+ = 0,050 CI- = 0,125M ; CH+ = 0,10M Ag+ AgI ↓ I- + 0,025 0,125 - 0,10 Pb2+ PbI2 ↓ 2 I- + 0,05 0,10 - - Trong dung dịch có đồng thời hai kết tủa AgI ↓ và PbI2 ↓ AgI ↓ Ag+ + I- Ks1 = 1.10-16 (3) PbI2 ↓ Pb2+ + 2I- Ks2 = 1.10-7,86 (4) 36 Ks1 > *β2. CPb2+ >> ƒ ƒ ƒ ƒ FeOH2+ ƒ + H+ *β1 = 10-2,17 *β2 = 10-7,80 *β3 = 10-8,96 Kw = 10-14 *β3. C Zn2+ >> Kw *β1 = 10-2,17 (1) (2) (3) (4) → tính pHA theo (1) x x [H ] = x = 0,0153 M → pHA = 1,82. 0 0 2. Do E Fe3+ /Fe2+ = 0,771 V > ES/H2S = 0,141 V nên: → 2Fe2+ + S↓ + 2H+ ƒ 1/ 2Fe3+ + H2S K1 = 1021,28 0,05 0,05 0,05 2+ → + 2/ Pb + H2S ƒ PbS↓ + 2H K2 = 106,68 0,10 0,05 0,25 2+ ƒ 3/ Zn + H2S ZnS↓ + 2H+ K3 = 101,68 4/ Fe2+ + H2S ƒ FeS↓ + 2H+ K4 = 10-2,72 K3 và K4 nhỏ, do đó cần phải kiểm tra điều kiện kết tủa của ZnS và FeS: ' ' Vì môi trường axit → C Zn2+ = C Zn 2+ = 0,010 M; CFe2+ = C Fe2+ = CFe3+ = 0,050 M. Đối với H2S, do Ka2 E 0 2- Cr2 O 7 /Cr 3+ = 1,33 V > E 0 Fe 0 3+ /Fe 2+ = 0,771V > E - I 3 /I - = 0,5355 V, nên các quá trình xảy ra như sau: 2 MnO -4 + 16 H+ + 15 I- → 2 Mn2+ + 5 I3- + 8 H2O 0,01 0,5 0,425 0,01 0,025 2Cr2 O 7 + 14 H+ + 9 I- → 2 Cr3+ + 3 I3 + 7 H2O 40 0,01 0,425 0,025 0,335 0,02 0,055 3+ - → 2+ 2 Fe + 3 I 2 Fe + I3 0,01 0,335 0,055 0,32 0,01 0,06 Thành phần của dung dịch Y: I-3 0,060 M; I- 0,32 M; Mn2+ 0,01 M; Cr3+ 0,02 M; Fe2+ 0,01 M. I 3 + 2 e → 3 Ib) E - - = 0,5355 + I /I 0,0592 2 3 0 0 Do E I- /I- = 0,5355 V > E Cu 3 2+ /Cu + .log 0,06 (0,32) 3 = 0,54 V. = 0,153 V nên về nguyên tắc Cu2+ không oxi hóa được I- và phản ứng: 2 Cu2+ + 3 I- → 2 Cu+ + I3- hầu như xảy ra theo chiều nghịch. 0 Nhưng nếu dư I- thì sẽ tạo kết tủa CuI. Khi đó E Cu 2+ /CuI =E 0 Cu 2+ /Cu + + 0,0592.log 1 K S(CuI) ≈ 0,863 V. 0 Như vậy E Cu CuI: 0 d) Vì E Cu 2+ /CuI 0 = 0,863 V > E I- /I- = 0,5355 V → Cu2+ sẽ oxi hóa được I- do tạo thành 3 2 Cu2+ + 5 I- → 2 CuI ↓ + I32+ /CuI = 0,863 V > E I- /I- = 0,54 V → điện cực Pt nhúng trong dung dịch Y là 3 anot, điện cực Pt nhúng trong dung dịch gồm Cu 2+, I- (cùng nồng độ 1 M), có chứa kết tủa CuI là catot. Vậy sơ đồ pin như sau: (-) Pt│ I-3 0,060 M; I- 0,32 M║CuI; Cu2+ 1 M; I- 1 M │Pt (+) Trên catot: Cu2+ + I- + e → CuI ↓ Trên anot: 3 I- → I-3 + 2e Phản ứng trong pin: 2 Cu2+ + 5 I- → 2 CuI ↓ + I-3 Dạng 6: Các bài tập đơn giản về điện phân 1. a. Trong một dung dịch có chứa các ion Ca 2+, Mg2+, SO2-4 , Na+, Cl-. Tại sao khi điện phân dung dịch NaCl để điều chế dung dịch NaOH cần loại các ion khác còn khi điện phân NaCl nóng chảy thì không cần? b. Khi điện phân có màng ngăn dung dịch hỗn hợp NaCl, HCl sau mỗi thời gian xác định ta thấy: - Dung dịch thu được làm quì tím hoá đỏ. - Dung dịch thu được không làm đổi màu quì tím. - Dung dịch thu được làm quì tím hoá xanh. Hãy giải thích quá trình điện phân trên. Viết phản ứng. 41 2. Mức tối đa cho phép của H2S trong không khí là 0,01 mg /l. Để đánh giá sự nhiễm bẩn của không khí ở 1 nhà máy người ta làm như sau : Điện phân dung dịch KI trong 2 phút , I = 2mA. Sau đó cho 2 lít không khí lội từ từ qua dung dịch điện phân trên cho đến khi iot hoàn toàn mất màu . Thêm hồ tinh bột vào bình và tiếp tục điện phân 35 giây nữa với dòng điện trên thì dung dịch bắt đầu xuất hiện màu xanh .Giải thích thí nghiệm và cho biết sự nhiễm bẩn không khí ở nhà máy đã vượt quá mức cho phép chưa ? 3. Điện phân nóng chảy muối AX (A là kim loại kiềm, X là Cl, Br hoặc I) ta được chất rắn A và khí B. Cho A tác dụng với nước được dung dịch A' và khí B'. Cho B' tác dụng với B được khí D. Cho D tác dụng với dung dịch A' được dung dịch E. Cho một ít quì tím vào dung dịch E. Viết các phương trình phản ứng xảy ra và giải thích quì tím có màu gì? 4. Thiết lập sơ đồ điện phân dung dịch hỗn hợp (H 2SO4, CuSO4) KBr) trong đó nồng độ mol của 2 muối bằng nhau. Cho biết trong quá trình điện phân độ pH của dung dịch thay đổi như thế nào? Tăng hay giảm? 5. Mắc nối tiếp 2 bình điện phân: bình X chứa 800 ml dung dịch muối MCl 2 nồng độ a mol/l và HCl nồng độ 4a mol/l; bình Y chứa 800 ml dung dịch AgNO3. - Sau 3 phút 13 giây điện phân thì ở catot bình X thoát ra 1,6 gam kim loại, còn ở catot bình Y thoát ra 5,4 gam kim loại. - Sau 9 phút 39 giây điện phân thì ở catot bình X thoát ra 3,2 gam kim loại, còn ở catot bình Y thoát ra 16,2 gam kim loại. Biết cường độ dòng điện không đổi và hiệu suất điện phân là 100%. Sau 9 phút 39 giây thì ngừng điện phân, lấy 2 dung dịch thu được sau điện phân đổ vào nhau thì thu được 6,1705 gam kết tủa và dung dịch Z có thể tích 1,6 lít. a. Giải thích các quá trình điện phân. b. Tính khối lượng nguyên tử của M. c. Tính nồng độ mol của các chất trong các dung dịch ban đầu ở bình X, Y và trong dung dịch Z, giả sử thể tích các dung dịch không thay đổi. d. Hãy so sánh thể tích khí thoát ra ở anot của các bình X, Y. 6. Điện phân dung dịch gồm: AgNO3, Fe(NO3)3, Cu(NO3)2 đến khi nước bị điện phân ở hai điện cực. a. Viết phản ứng điện cực và phương trình điện phân. b. Tính tổng số mol electron trao đổi nếu CM các chất đều = 1M. c. Khi điện phân hết Fe2+ thì anot thoát ra bn lít khí O2 (đktc). 42 7. Điện phân điện cực trơ có màng ngăn dung dịch CuSO 4 (a mol) và NaCl (b mol) tới khi H2O bị điện phân ở cả 2 điện cực thì dừng. a. Viết phương trình điện phân có thể xảy ra. b. Cho biết môi trường dung dịch thu được sau điện phân. c. Nếu dung dịch sau điện phân hòa tan được Al2O3 thì đó là trường hợp nào? 8. Chia 600ml dung dịch A (HCl 0,6M và CuSO4 1M) thành 3 phần bằng nhau: • Phần 1: Điện phân với I = 1,34A trong 4 giờ. - Tính thể tích khí thoát ra ở anot. - Độ tăng khối lượng ở catot? Phải điện phân thêm bao lâu nữa thì H 2O bị điện phân ở cả hai cực? • Phần 2: Cho 5,4 gam Al vào, sau 1 thời gian thu được 1,344 lit khí (đktc) và dung dịch B, chất rắn C. Cho dung dịch B tác dụng với xút dư, lấy kết tủa nung ở nhiệt độ cao thu được 4 gam chất rắn. Tính mC. • Phần 3: cho 13,7 gam Ba vào, sau phản ứng kết thúc, lọc kết tủa, nung ở nhiệt độ cao thì được bao nhiêu gam chất rắn? 9. Tiến hành điện phân (với điện cực trơ, màng ngăn xốp) 500 ml dung dịch hỗn hợp HCl 0,02M và NaCl 0,2M. Sau khi ở anot thoát ra 0,448 lít khí (ở đktc) thì ngừng điện phân. 1. Tính pH của dung dịch trước và sau điện phân. 2. Lấy dung dịch sau điện phân đem trung hòa bằng dung dịch HNO 3, sau đó thêm lượng dư dung dịch AgNO3 vào. Tính khối lượng kết tủa tạo thành. 3. Nếu thời gian điện phân là 24 phút, hiệu suất điện phân (không đổi) bằng 80% thì cường độ điện phân (không đổi) đã dùng là bao nhiêu ? 10. Tiến hành điện phân (với điện cực trơ màng ngăn xốp) một dung dịch chứa m gam hỗn hợp CuSO4 và NaCl cho tới khi H2O bắt đầu bị điện phân ở cả 2 điện cực thì dừng lại. Ở anốt thu được 0,448 lít khí (ở điều kiện tiêu chuẩn). Thu được dung dịch B. Biết dung dịch B có thể hoà tan tối đa 0,68gam Al2O3. a. Tính khối lượng m b. Tính khối lượng catốt tăng lên trong quá trình điện phân. (Giả thiết nước không bay hơi). 11. Hoà tan 7,82 gam XNO3 vào nước thu được dung dịch A. Điện phân dung dịch A với điện cực trơ. 43 - Nếu thời gian điện phân là t giây thì thu được kim loại tại catot và 0,1792 lít khí tại anot (đktc) - Nếu thời gian điện phân là 2t giây thì thu được 0,56 lít khí (đktc) Xác định X và tính thời gian t biết I = 1,93A. Dạng 7: Các bài tập nâng cao về điện phân Bài 1(đề thi chọn HSGQG – 1995): 1. Cần 2 lít dung dịch CuSO4 0,01 M có pH = 2,00 để mạ điện: a. Tại sao dung dịch cần pH thấp như vậy? b. Trong phòng thí nghiệm có muối CuSO4.5H2O, nước nguyên chất, H2SO498% (D=1,84g/ml). Hãy trình bày cách chuẩn bị dung dịch trên (bỏ qua chất phụ) 2. Có vật cần mạ, bản đồng, dung dịch vừa được chuẩn bị trên và nguồn điện thích hợp: a. Hãy trình bày sơ đồ của hệ thống để thực hiện sự mạ điện này (có vẽ hình). Viết phương trình phản ứng xảy ra trên điện cực. b. Tính thời gian thực hiện sự mạ điện nếu biết: I = 0,5 Ampe: lớp mạ có diện tích 10cm2, bề dày 0,17mm; khối lượng riêng của đồng là 8,89g/cm3; hiệu suất sự điện phân này đạt 80%. Hướng dẫn 1/ a) Theo định nghĩa: pH = -lg[H+] Từ pH = 2 → CH+ = 10-2M. Vậy dd có nồng độ axit lớn để tránh sự thuỷ phân muối CuSO4 + 2H2O ↔ Cu(OH)2↓ + H2SO4 b)CuSO4.5H2O ứng với 0,02 mol là 5 gam (0,02.250) H2SO4 để đảm bảo 2 lít CuSO4 có pH = 2 là ≈ 0,55 ml 98% (d = 1,84) Cách pha: + Lấy bình có vạch chuẩn 2 lít, cho vào đó 1 lít H2O cất. + Thêm vào bình 55 ml H2SO4 98% (d = 1,84) và lắc đều. + Thêm tiếp 0,5 gam CuSO4.5H2O và lắc cho tan hết. + Thêm tiếp nước cất cho đều vạch 2 lít và lắc đều. (+) N (–) 2/ a) Cách lắp thiết bị: A: anốt (bản Cu) C: catốt (vật cần mạ) K: khuấy A K C N: nguồn điện D D: dd vừa pha chế Dưới tác dụng của dòng điện xảy ra các phản ứng. 44 + tại anốt: có sự hoà tan Cu - 2e → Cu2+ + tại catốt: có sự kết tủa Cu2+ + 2e → Cu b)Thể tích lớp mạ V = s.l = 10.0,017 = 0,17cm3 Khối lượng Cu cần: m = 8,89.0,17 = 1,5113g Thời gian mạ; theo lý thuyết = 96500m1n/ A.I = 9115,028(s) Với hiệu suất = 80% thì t = 9115,028/ 0,8 = 11393,785(s) Hay 3 giờ 9 phút 53,785giây Bài 2 (đề thi chọn HSGQG – 2006) Người ta mạ niken lên mẫu vật kim loại bằng phương pháp mạ điện trong bể mạ chứa dung dịch nikensunfat. Điện áp được đặt lên các điện cực của bể mạ là 2,5 V. Cần mạ 10 mẫu vật kim loại hình trụ; mỗi mẫu có bán kính 2,5cm, cao 20cm. Người ta phủ lên mỗi mẫu một lớp niken dày 0,4mm. Hãy: a) Viết phương trình các phản ứng xảy ra trên các điện cực của bể mạ điện. b) Tính điện năng (theo KWh) phải tiêu thụ. Cho biết: Niken có khối lượng riêng D = 8,9 g/cm3; khối lượng mol nguyên tử là 58,7(g/mol): hiệu suất dòng bằng 90% ; 1KWh = 3,6.106J. Hướng dẫn 3. a) Phương trình các phản ứng xảy ra trên bề mặt các điện cực của bể mạ: Anot (cực +): 2 H2O − 4 e ⇌ Catot (cực -): 2 Ni2+ + 4 e ⇌ Phương trình của phản ứng tổng cộng là: O2 2 Ni + 4 H+ (sự oxi hoá) (sự khử) 2 Ni2+ + 2 SO42- + 2H2O ⇌ 2 Ni + O2 + 2 H2SO4 b) Thể tích của 1 mẫu vật kim loại hình trụ là V = ðr2h = 3,14 × (2,5)2 × 20 = 392,5 (cm3). Lớp phủ niken ở mỗi mẫu vật có bề dày 0,4 mm nên ở mỗi mẫu vật này bán kính tăng tới 2,5 + 0,04 = 2,54 (cm); chiều cao tăng tới 20,0 + (0,04×2) = = 20,08 (cm). Vậy thể tích của mỗi mẫu vật này tăng thêm một lượng là: ÄV = V '− V = [ 3,14. (2,54)2. 20,08] - 392,5 ÄV = 14,281(cm3) Tổng số thể tích tăng thêm cuả cả 10 mẫu vật là: V = 10 ÄV = 10 × 14,281cm3 = 142,81 cm3. Đây cũng chính là thể tích niken phải phủ lên 10 mẫu vật cần mạ; khối lượng tương ứng là: 1271,01 M = V.D =142,81.8,9 = 1271,01 (gam) hay = 21,6526 (mol) 58,7 Từ biểu thức của định luật Farađay: AIt m= It = (m/A).96500n (1) 96500n 45 Số điện năng tương ứng là: Với Ni ta có n = 2; theo trên đã có w = ItU = m × 96500n.U A (2) m = 21,6526 (mol); A theo đề bài U = 2,5 V. Thế các trị số này vào (2), ta có w = 21,6526.96500.2.2,5 = 10447379,5 (J) Vì hiệu suất dòng điện là 90% và 1 kWh = 3,6.10 6J nên số điện năng thực tế cần dùng 1 1 W W × 100 × × 100 × là: W = ⇒ W = 3,2245kWh. 6 = 3,6 × 10 3,6 × 10 6 90 90 Bài 3 Có dung dịch X gồm Fe2(SO4)3 0,100M; FeSO4 0,010M và NaCl 2M. 1/ Cần đặt điện thế tối thiểu là bao nhiêu để có quá trình oxi hóa và quá trình khử xảy ra đầu tiên ở mỗi điện cực khi điện phân dung dịch X ở pH = 0. 2/ Điện phân 100 ml dung dịch X với cường độ dòng điện một chiều không đổi có I = 9,650A và trong thời gian 100 giây, thu được dung dịch Y. a) Tính khối lượng dung dịch giảm trong quá trình điện phân. b) Tính pH của dung dịch Y. c) Lắp một pin điện gồm một điện cực hiđro tiêu chuẩn với một điện Pt nhúng vào dung dịch Y. Tính sức điện động của pin khi pin bắt đầu phóng điện và viết sơ đồ pin. (Giả thiết rằng H2O bay hơi không đáng kể và thể tích của dung dịch không thay đổi trong quá trình điện phân) Cho: Eo(Fe3+/Fe2+) = 0,771V; Eo(2H+/H2) = 0,00V; *β[Fe(OH)]2+ = 10-2,17; *β[Fe(OH)]+ = 10-5,92; Eo(Cl2/2Cl-) = 1,36V Hướng dẫn 1/ Bán phản ứng đầu xảy ra ở mỗi điện cực là + Điện cực A (+): 2Cl- ⇌ Cl2 + 2e + Điện cực K (-): Fe3+ + 1e ⇌ Fe2+ Trong dung dịch X có C(Fe3+) = 0,2M; C(Fe2+) = 0,01M; C(H+) = 1M; C(Cl-) = 2M; Na+; SO42-. Thế khử của mỗi cặp ở mỗi điện cực là: Ea = E(Cl2/2Cl-) = 1,36 + (0,0592/2)lgP1/22 = 1,342(V) Ở pH = 0; không có quá trình proton hóa của ion kim loại, vì vậy ta có Ec = E(Fe3+/Fe2+) = 0,771 + 0,0592lg0,2/0,01 = 0,848(V) Vậy thế cần đặt vào để có quá trình oxi hóa ion Cl- và quá trình khử ion Fe3+ là: V = 1,342 – 0,848 = 0,494(V) 46 2/ a) Số mol e phóng ra hay thu vào trong quá trình điện phân là ne = It/F = 9,65.100/96500 = 0,01 (mol) Có các bán phản ứng: Ở cực (+): 2Cl- → Cl2 + 2e (1) no 0,2 Ở cực (-): Fe3+ + 1e → Fe2+ (2) o n 0,02 0,001 Theo (1), (2) và giả thiết cho, thấy ion Cl- và Fe3+ đều dư. Vậy khối lượng dung dịch giảm là: m = mCl2 = 71.0,01/2 = 0,355(gam) 2/b) Theo phần (a), cho thấy trong dung dịch Y có C(Fe3+) = (0,02-0,01)/0,1=0,1(M); C(Fe2+) = (0,001+0,01)/0,1=0,11(M); C(Cl-) = (0,2-0,01)/0,1=1,95(M); Na+; SO42-. Có các cân bằng: Fe3+ + H2O ⇌ Fe(OH)2+ + H+ *β[Fe(OH)]2+ = 10-2,17 Fe2+ + H2O ⇌ Fe(OH)+ + H+ * (3) β[Fe(OH)]+ = 10-5,92 (4) H2O ⇌ H+ + OH- Kw = 10-14 (5) Do [Fe(OH)]2+.[H+] ≃ 0,1.10-2,17 >> [Fe(OH)]+.[H+] ≃ 0,11.10-5,92 >> Kw Vì vậy pH là do cân bằng (3) quyết định. Xét cân bằng: Fe3+ + H2O ⇌ Fe(OH)2+ + H+ *β[Fe(OH)]2+ = 10-2,17 Co 0,1 [ ] (0,1-x) x x * 2+ 2 -2,17 => β[Fe(OH)] = x /(0,1-x) = 10 Với 0 E(2H+/H2), nên có sơ đồ pin là A(-) Pt, H2(1atm) H+(1M) Fe2+(0,11M); Fe3+(0,077M) Pt (+) K 47 TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Một số vấn đề chọn lọc của hóa học – Tập 1, 2 – Nguyễn Duy Ái, Nguyễn Tinh Dung ,… NXBGD 2000. 2. Cơ sở lý thuyết các phản ứng hóa học – Trần Thị Đà, Đặng Trần Phách – NXBGD 2006. 3. Hóa học vô cơ – Tập 1, 2 – Hoàng Nhâm – NXBGD 2000. 4. Đề thi HSG Quốc gia từ năm 1999 – 2012. 48 [...]... So sỏnh tớnh oxi húa, tớnh kh ca dng oxi húa v dng kh - Th in cc chun cng dng thỡ dng oxi húa ca in cc cng mnh, dng kh cng yu v ngc li o Vớ d: ECu 2+ / Cu o o = 0,34V ; EH + / H 2 = 0, 00V ; EZn = 0, 76V 2+ / Zn Theo chiu tng dn tớnh kh: Cu < H2 < Zn 13 Theo chiu tng dn tớnh oxi húa: Zn2+ < H+ < Cu2+ - Dóy hot ng húa hc ca cỏc kim loi c sp xp theo th t tng dn th in cc tiờu chun ca cỏc cp oxi húa kh:... -0,76 -0,44 -0,23 -0,14 -0,13 0,00 0,34 0,80 1,20 1,50 n+ i t trỏi sang phi ca dóy, tớnh kh ca kim loi cng gim, tớnh oxi húa ca cỏc ion tng ng cng tng 2 Vit phn ng oxi húa kh t din bin - Cht oxi húa mnh hn v cht kh mnh hn s t phn ng vi nhau to thnh cht oxi húa yu hn v cht kh yu hn - Phn ng oxi húa kh t din bin l tng ca hai na phn ng: na phn ng ca cp cú Eo ln hn c vit theo chiu thun, na phn ng ca cp cú... ng t oxi hoỏ - kh a) Cl2 + KOH KClO + KCl + H2O b) Cl2 + KOH KCl + KClO3 + H2O c) S + NaOH Na2SO3 + Na2S + H2O d) K2MnO4 + H2O MnO2 + KMnO4 + KOH 5: Phản ứng có hai chất khử a) FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 b) FeS2 + HNO3 Fe(NO3)3 + NO2 + H2SO4 + H2O 6: Phn ng cú h s bng ch a) FexOy + HNO3 Fe(NO3)3 + NO + H2O b) FexOy + H2SO4 Fe2(SO4)3 + SO2 + H2 O c) Fe + HNO3 Fe(NO3)3 + NxOy + H2O 7: Phn ng oxi húa... trớ tỏch bit 2 cp Ox/kh cho phộp li dng s truyn electron gia cht kh v cht oxi hoỏ sinh ra dũng in Vy : Mun bin hoỏ nng in nng ta phi thc hin s oxi hoỏ mt ni v s kh mt ni v cho electron chuyn t cht kh sang cht oxi hoỏ qua mt dõy dn ú l nguyờn tc hot ng ca mi pin Pin : l dng c cho phộp s dng s trao i electron trong cỏc phn ng oxi hoỏ - kh sn sinh ra dũng in (hoỏ nng bin thnh in nng) Khi pin hot... 1: in phõn dung dch mui trung ho ca axit khụng cha oxi ca kim loi t Al v trc trong dóy in hoỏ thỡ xy ra phn ng: điện phân Mui + H2O Hiroxit kim loi + H2 + phi kim dung dịch Thớ d: in phõn dung dch NaCl cú mng ngn xp gia 2 in cc điện phân 2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2 dung dịch (Cú mng ngn) Trng hp 2: in phõn dung dch mui trung ho ca axit khụng cha oxi ca kim loi ng sau Al trong dóy in hoỏ thỡ xy ra... phy Chỳ ý: * vit y t bo in hoỏ cn phi: - Vit na phn ng catot, na phn ng anot ri cng li c phn ng tng cng - Xỏc nh catot (quỏ trỡnh kh) , xỏc nh anot (quỏ trỡnh oxi hoỏ) - Vit kớ hiu ca t bo in hoỏ * Trong trng hp cỏc cp oxi hoỏ - kh m c dng oxi hoỏ v dng kh u l cỏc ion trong dung dch ( VD: Fe 3+/Fe2+ , Sn4+ / Sn2+ , MnO4- ) hay mt trong cỏc dng ú th khớ hoc th lng (VD: H +/H2 , Cl2/ Cl-, Hg22+/Hg... qui c thỡ s pin in c vit: (Pt) H2 (P H = 1atm)| H+ (C H = 1M) Cu2+ (C Cu = 1)|Cu + 2 Anôt (-) : Catôt (+) : qt oxi hoá : qt khử : 2+ H2 Cu2+ + 2e H2 + Cu2+ Phn ng trong pin: ơ ơ (1) 2H+ + 2e Cu ơ 2H+ + Cu + (Pt) H2 ( PH 2 = 1atm)H+ (CH =1M) Mg2+ (C=1M)Mg (2) Anụt (-) : qt oxi hoỏ: H2 ơ 2H+ + 2e Catụt (+): qt kh: Mg2+ + 2e ơ Mg Phn ng trong pin: H2 + Mg2+ ơ 2H+ + Mg + (Pt)... Tớnh sc in ng ca pin v bin thiờn nng lng Gip iu kin chun Eopin = Eo(+) - Eo(-) Go = - nFEo 4 D oỏn chiu din bin ca phn ng oxi húa kh - Phn ng t xy ra khi Go < 0 Eo > 0 - Phn ng khụng t xy ra khi Go >0 Eo < 0 (xy ra theo chiu ngc li) 14 C S IN PHN I NH NGHA - S in phõn l quỏ trỡnh oxi hoỏ - kh xy ra trờn b mt cỏc in cc khi cú dũng in mt chu i qua cht in li núng chy hoc dung dch cht in li - Khi cú dũng... CuCl2 Cu + Cl2 dung dịch Trng hp 3: in phõn dung dch mui trung ho ca axit cha oxi ca kim loi t Al v trc trong dóy in hoỏ thỡ thc cht l nc in phõn Thớ d: in phõn dung dch Na2SO4 điện phân 2H2O 2H2 + O2 dung dịch (Na2SO4 ) Na2SO4 úng vai trũ dn in, khụng tham gia in phõn 17 Trng hp 4: in phõn dung dch mui trung ho ca axit cha oxi ca kim loi ng sau Al trong dóy in hoỏ thỡ xy ra phn ng: điện phân Mui +... v cỏc kim loi kim th Thớ d: điện phân 2NaCl 2Na + Cl2 nóng chảy MgCl2 Mg + Cl2 nóng chảy điện phân 2 in phõn hiroxit núng chy 4M(OH)n điện phân 4M + nO2 + 2nH2O nóng chảy Phng phỏp ny dựng iu ch cỏc kim loi kim Thớ d: 4NaOH điện phân 4Na + O2 + 2H2O nóng chảy 3 in phõn oxit núng chy 15 2M2On điện phân 4M + nO2 nóng chảy Phng phỏp ny dựng iu ch nhụm 2Al2O3 điện phân 4Al +3O2 nóng ... cht Phn ng oxi húa kh - Phn ng oxi húa kh l phn ng húa hc ú s oxi húa ca cỏc nguyờn t b thay i Trong phn ng oxi húa kh bao gi cng xy ng thi s kh v s oxi húa - Quỏ trỡnh oxi húa (hay s oxi húa)... phn ng: 2Cl- Cl2 + 2e (quỏ trỡnh oxi húa) - Cht kh v cht oxi húa ca cựng mt quỏ trỡnh hp thnh mt cp oxi húa kh hay mt h oxi húa kh (kớ hiu Ox/Kh) Phng trỡnh oxi húa kh dng tng quỏt: Ox1 + Kh2... cng gim, tớnh oxi húa ca cỏc ion tng ng cng tng Vit phn ng oxi húa kh t din bin - Cht oxi húa mnh hn v cht kh mnh hn s t phn ng vi to thnh cht oxi húa yu hn v cht kh yu hn - Phn ng oxi húa kh t