Ăn mòn hóa học là quá trình oxi hóa – khử, trong đó kim loại phản ứng trực tiếp với các chất oxi hóa trong môi trường các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong m[r]
(1)INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com PHẦN I: ĐẠI CƢƠNG VỀ KIM LOẠI §1 KIM LOẠI VÀ HỢP KIM A KIM LOẠI I VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN: - Nhóm IA (trừ H), nhóm IIA: các kim loại này là nguyên tố s - Nhóm IIIA (trừ B), phần các nhóm IVA, VA, VIA: các kim loại này là nguyên tố p - Các nhóm B (từ IB đến VIIIB): các kim loại chuyển tiếp, chúng là nguyên tố d - Họ lantan và actini (xếp riêng thành hai hàng cuối bảng): các kim loại thuộc hai họ này là nguyên tố f Nhận xét: đa số các nguyên tố hóa học đã biết là nguyên tố kim loại (trên 80 %) II CẤU TẠO VÀ LIÊN KẾT TRONG TINH THỂ KIM LOẠI: Cấ u ta ̣o nguyên tƣ̉ kim loa ̣i : - Hầu hết các nguyên tử kim loại có 1, electron lớp ngoài cùng - Bán kính nguyên tử các nguyên tố kim loại (ở phía dưới, bên trái bảng tuần hoàn) nhìn chung lớn bán kính nguyên tử các nguyên tố phi kim (ở phía trên, bên phải bảng tuần hoàn) Cấ u ta ̣o ma ̣ng tinh thể kim loa ̣i : Có ba kiểu mạng tinh thể kim loại đặc trưng là lập phương tâm khối, lập phương tâm diện và lục phương: Page Lop12.net (2) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com Liên kế t kim loa ̣i : Là liên kết hóa học hình thành lực hút tĩnh điện ion dương kim loại nằm các nút mạng tinh thể và các electron tự di chuyển toàn mạng lưới tinh thể kim loại III TÍNH CHẤT VẬT LÝ CỦA KIM LOẠI: Tính chất chung : Kim loại có tính chất vật lí chung là: tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt và ánh kim a) Tính dẻo: các lớp mạng tinh thể kim loại trượt lên liên kết với nhờ lực hút tĩnh điện các electron tự với các cation kim loại Những kim loại có tính dẻo cao là Au, Ag, Al, Cu, Zn… b) Tính dẫn điện: nhờ các electron tự có thể chuyển dời thành dòng có hướng tác dụng điện trường Nói chung nhiệt độ kim loại càng cao thì tính dẫn điện kim loại càng giảm Kim loại dẫn điện tốt là Ag, tiếp sau là Cu, Au, Al, Fe… c) Tính dẫn nhiệt: nhờ chuyển động các electron tự mang lượng (động năng) từ vùng có nhiệt độ cao đến vùng có nhiệt độ thấp kim loại Nói chung kim loại nào dẫn điện tốt thì dẫn nhiệt tốt d) Ánh kim: nhờ các electron tự có khả phản xạ tốt ánh sáng khả kiến (ánh sáng nhìn thấy) Tóm lại: tính chất vật lí chung kim loại nhƣ trên chủ yếu các electron tự kim loại gây Tính chất r iêng: a) Khối lượng riêng: phụ thuộc vào khối lượng nguyên tử, bán kính nguyên tử và kiểu cấu trúc mạng tinh thể Li là kim loại có khối lượng riêng nhỏ (d = 0,5 g/cm3) và osimi (Os) có khối lượng riêng lớn (d = 22,6 g/cm3) Các kim loại có khối lượng riêng nhỏ Page Lop12.net (3) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com g/cm3 gọi là kim loại nhẹ (như Na, K, Mg, Al…) và lớn g/cm3 gọi là kim loại nặng (như Fe, Zn, Pb, Cu, Ag, Au…) b) Nhiệt độ nóng chảy: phụ thuộc chủ yếu vào độ bền liên kết kim loại Kim loại có nhiệt độ nóng chảy thấp là Hg (–39oC, điều kiện thường tồn trạng thái lỏng) và kim loại có nhiệt độ nóng chảy cao là W (vonfam, 3410oC) c) Tính cứng: phụ thuộc chủ yếu vào độ bền liên kết kim loại Kim loại mềm là nhóm kim loại kiềm (như Na, K…do bán kính lớn, cấu trúc rỗng nên liên kết kim loại kém bền) và có kim loại cứng không thể dũa (như W, Cr…) IV TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI: Tính chất đặc trưng kim loại là tính khử (nguyên tử kim loại dễ bị oxi hóa thành ion dương): M → Mn+ + ne Tác dụng với phi kim: Hầu hết các kim loại khử phi kim điển hình thành ion âm Ví dụ: 4Al + 3O2 2Al2O3 2Fe + 3Cl2 Hg + S → HgS 2FeCl3 Tác dụng với axit: a) Đối với dung dịch HCl, H2SO4 loãng: M + nH+ → Mn+ + n/2H2 (M đứng trước hiđro dãy điện cực chuẩn) b) Đối với H2SO4 đặc, HNO3 (axit có tính oxi hóa mạnh): - Kim loại thể nhiều số oxi hóa khác phản ứng với H2SO4 đặc, HNO3 đạt số oxi hóa cao - Hầu hết các kim loại phản ứng với H2SO4 đặc nóng (trừ Pt, Au) và H2SO4 đặc nguội (trừ Pt, Au, Fe, Al, Cr…), đó S+6 H2SO4 bị khử thành S+4 (SO2) ; So S-2 (H2S) - Hầu hết các kim loại phản ứng với HNO3 đặc nóng (trừ Pt, Au) và HNO3 đặc nguội (trừ Pt, Au, Fe, Al, Cr…), đó N+5 HNO3 bị khử thành N+4 (NO2) - Hầu hết các kim loại phản ứng với HNO3 loãng (trừ Pt, Au), đó N+5 HNO3 bị khử thành N+2(NO) ; N+1 (N2O) ; No (N2) N-3 (NH4+) - Các kim loại có tính khử càng mạnh thường cho sản phẩm khử có số oxi hóa càng thấp - Các kim loại Na, K…sẽ gây nổ tiếp xúc với các dung dịch axit Ví dụ: 2Fe + 6H2SO4 (đặc) Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 4Mg + 5H2SO4 (đặc) 4MgSO4 + H2S + 4H2O Cu + 4HNO3 (đặc) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3 (loãng) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Tác dụng với dung dịch muối: - Điều kiện để kim loại M đẩy kim loại X khỏi dung dịch muối nó: + M đứng trước X dãy điện cực chuẩn + Cả M và X không tác dụng với nước điều kiện thường + Muối tham gia phản ứng và muối tạo thành phải là muối tan: xM (r) + nXx+ (dd) → xMn+ (dd) + nX (r) - Khối lượng chất rắn tăng: ∆m↑ = mX tạo – mM tan - Khối lượng chất rắn giảm: ∆m↓ = mM tan – mX tạo Page Lop12.net (4) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com - Hỗn hợp các kim loại phản ứng với hỗn hợp dung dịch muối theo thứ tự ưu tiên: kim loại khử mạnh tác dụng với cation oxi hóa mạnh để tạo kim loại khử yếu và cation oxi hóa yếu - Với nhiều anion có tính oxi hóa mạnh NO3-, MnO4-,…thì kim loại M khử các anion môi trường axit (hoặc bazơ) Ví dụ: Khi cho Zn vào dung dịch CuSO4 ta thấy lớp bề mặt kẽm dần chuyển qua màu đỏ và màu xanh dung dịch bị nhạt dần phản ứng: Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu↓ Khi cho kim loại kiềm Na vào dung dịch CuSO4 ta thấy có sủi bọt khí không màu và xuất kết tủa keo xanh các phản ứng: Na + H2O → NaOH + 1/2H2 và CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4 Khi cho bột Cu vào dung dịch Cu(NO3)2 có vài giọt HCl ta thấy có khí không màu thoát và hóa nâu không khí phản ứng: 3Cu + Cu(NO3)2 + 8HCl → 4CuCl2 + 2NO + 4H2O Tác dụng với nƣớc: - Các kim loại mạnh Li, Na, K, Ca, Sr, Ba…khử nước dễ dàng nhiệt độ thường theo phản ứng: M + nH2O → M(OH)n + n/2H2 - Kim loại Mg tan chậm và Al tan dạng hỗn hống (hợp kim Al và Các kim loại trung bình Mg, Al, Zn, Fe…phản ứng với nước nhiệt độ cao tạo oxit kim loại và hiđro Ví dụ: Mg + H2O(h) MgO + H2 3Fe + 4H2O(h) Fe3O4 + 4H2 Fe + H2O(h) - FeO + H2 Các kim loại có tính khử yếu Cu, Ag, Hg…không khử nước dù nhiệt độ cao Tác dụng với dung dịch kiềm: - Các kim loại mà hiđroxit chúng có tính lưỡng tính Al, Zn, Be, Sn, Pb…tác dụng với dung dịch kiềm (đặc) - Trong các phản ứng này, kim loại đóng vai trò là chất khử, H2O là chất oxi hóa và bazơ làm môi trường cho phản ứng Ví dụ: phản ứng Al với dung dịch NaOH hiểu là phản ứng Al với nước môi trường kiềm và gồm hai quá trình: 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2 Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4] Cộng hai phương trình trên ta phương trình: 2Al + 6H2O + 2NaOH → 2Na[Al(OH)4] + 3H2 Tác dụng với oxit kim loại: Các kim loại mạnh khử các oxit kim loại yếu nhiệt độ cao thành kim loại Ví dụ: 2Al + Fe2O3 2Fe + Al2O3 Page Lop12.net (5) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com B HỢP KIM I ĐỊNH NGHĨA, CẤU TẠO TINH THỂ CỦA HỢP KIM: Định nghĩa: Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa kim loại và số kim loại phi kim khác Ví dụ: Thép là hợp kim sắt với cacbon và số nguyên tố khác Đuyra là hợp kim nhôm với đồng, magie, mangan, silic Cấu tạo tinh thể hợp kim: Hợp kim có cấu tạo tinh thể Có các loại tinh thể sau: tinh thể hỗn hợp, tinh thể dung dịch rắn và tinh thể hợp chất hóa học a Tinh thể hỗn hợp: - Có nguồn gốc từ hỗn hợp các đơn chất hợp kim trạng thái lỏng Ở trạng thái này, các đơn chất không tan vào và không tác dụng hóa học với - Các đơn chất tham gia hợp kim có tính chất hóa học và kiểu mạng tinh thể không khác nhiều, kích thước các ion khác Ví dụ: hợp kim Cd – Bi, hợp kim Sn – Pb… - Kiểu liên kết hóa học chủ yếu là liên kết kim loại - Thường có nhiệt độ nóng chảy thấp b Tinh thể dung dịch rắn: - Có nguồn gốc từ hỗn hợp các đơn chất hợp kim trạng thái lỏng Ớ trạng thái này, các đơn chất hỗn hợp tan vào không theo tỉ lệ nào định, ta có dung dịch lỏng Ở nhiệt độ thấp hơn, dung dịch lỏng chuyển thành dung dịch rắn - Các đơn chất tham gia hợp kim có kiểu mạng tinh thể giống nhau, tính chất hóa học tương tự và kích thước các ion không khác nhiều Ví dụ: hợp kim Au – Ag, hợp kim Fe – Mn… - Kiểu liên kết hóa học chủ yếu là liên kết kim loại c Tinh thể hợp chất hóa học: - Có nguồn gốc từ hợp kim trạng thái lỏng Ở trạng thái này, các đơn chất tham gia hợp kim có kiểu mạng tinh thể khác , tính chất hóa học khác và kích thước các ion khác rõ rệt thì đơn chất này tạo hợp chất hóa học - Khi hợp kim chuyển sang trạng thái rắn, ta có tinh thể hợp chất hóa học Ví dụ tinh thể hợp chất hóa học Mg2Pb, AuZn, AuZn3, AuZn5, Al4C3… - Kiểu liên kết hóa học là liên kết cộng hóa trị Page Lop12.net (6) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com II TÍNH CHẤT CỦ A HỢP KIM: Tính chất hóa học: Có tính chất hóa học tương tự các đơn chất tham gia tạo thành hợp kim Tính chất vật lí: - Tính chất vật lí và tính chất học hợp kim khác nhiều so với tính chất các đơn chất - Có tính dẫn điện, dẫn nhiệt, tính dẻo và ánh kim hợp kim có các electron tự - Tính dẫn điện, dẫn nhiệt hợp kim giảm so với kim loại thành phần mật độ electron tự hợp kim giảm rõ rệt - Có độ cứng cao so với các kim loại thành phần có thay đổi cấu tạo mạng tinh thể, thay đổi thành phần ion mạng tinh thể - Có nhiều hợp kim khác chế tạo có hóa tính, tính và lí tính ưu không gỉ, độ cứng cao, chịu nhiệt tốt, chịu ma sát tốt… Ví dụ: - Hơp kim không bị ăn mòn: Fe–Cr–Mn (thép inoc)… - Hợp kim siêu cứng: W–Co, Co–Cr–W–Fe,… - Hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp: Sn – Pb (thiếc hàn nóng chảy 210oC),… - Hợp kim nhẹ, cứng và bền: Al–Si, Al–Cu–Mn–Mg III ỨNG DỤNG CỦ A HỢP KIM: - Do có tính chất hóa học, vật lí, học quý nên hợp kim sử dụng rộng rãi các ngành kinh tế quốc dân - Có hợp kim trơ với axit, bazơ và các hóa chất khác dùng chế tạo các máy móc, thiết bị dùng nhà máy sản xuất hóa chất - Có hợp kim chịu nhiệt cao, chịu ma sát mạnh dùng làm ống xả động phản lực - Có hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp dùng chế tạo giàn ống dẫn nước chữa cháy tự động… §2 DÃY ĐIỆN HOÁ CỦA KIM LOẠI I KHÁI NIỆM VỀ CẶP OXI HÓA – KHỬ CỦA KIM LOẠI: Dạng oxi hóa và dạng khử cùng nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa – khử Một cặp oxi hóa – khử biểu diễn dạng oxi hóa/khử (Mn+/M) Ví dụ: Cu2+ và Cu tạo thành cặp oxi hóa – khử Cu2+/Cu II PIN ĐIỆN HÓA: Khái niệm pin điện hóa, suất điện động và điện cực: a) Cấu tạo pin điện hóa: Hai cốc thủy tinh, cốc chứa 50 ml dung dịch CuSO4 1M, cốc chứa 50 ml dung dịch ZnSO4 1M Nhúng lá Cu vào dung dịch CuSO4, lá Zn vào dung dịch ZnSO4 Nối hai dung dịch hình chữ U đựng dung dịch Na 2SO4 (hoặc KNO3) Ống này gọi là cầu muối Thiết bị nói trên gọi là pin điện hóa vì nối hai lá kim loại dây dẫn đo dòng điện từ lá Cu (điện cực +) đến lá Zn (điện cực –) Page Lop12.net (7) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com b) Suất điện động và điện cực: - Sự xuất dòng điện từ cực Cu sang cực Zn chứng tỏ có chênh lệch điện hai điện cực nói trên, tức là trên điện cực đã xuất điện cực định - Suất điện động pin (E) là hiệu điện cực dương (E(+)) và điện cực âm (E(-)) Điện cực dương là điện cực có lớn và suất điện động pin luôn là số dƣơng E = E(+) – E(-) - Suất điện động chuẩn pin (Eo) là suất điện động nồng độ ion kim loại điện cực 1M (ở 25oC): Eo = Eo(+) – Eo(-) Eo = Eocatot – Eoanot - Ví dụ Eo = EoCu2+/Cu – EoZn2+/Zn gọi là suất điện động chuẩn pin điện hóa Zn – Cu Cơ chế phát sinh dòng điện pin điện hóa: a) Quan sát thí nghiệm: Chuẩn bị sẵn pin điện hóa Zn – Cu, nối hai điện cực Zn và Cu dây dẫn, trên dây có mắc nối tiếp vôn kế: - Xuất dòng điện chiều từ lá Cu (cực +) sang lá Zn (cực –) chiều di chuyển dòng electron mạch ngoài thì ngược lại, từ lá Zn (cực –) sang lá Cu (cực+) Suất điện động pin đo là 1,10 V - Điện cực Zn bị ăn mòn dần - Có lớp kim loại đồng bám trên điện cực Cu - Màu xanh cốc đựng dung dịch CuSO4 bị nhạt dần b) Giải thích tượng thí nghiệm: - Điện cực Zn bị oxi hóa: Zn → Zn2+ + 2e (sự electron xảy trên bề mặt lá Zn và lá Zn trở thành nguồn electron nên đóng vai trò cực âm, các electron theo dây dẫn đến cực Cu) Do cực Zn bị ăn mòn - Trong cốc đựng dung dịch CuSO4, các ion Cu2+ di chuyển đến lá Cu, đây chúng bị khử thành Cu kim loại bám trên cực đồng: Cu2+ + 2e → Cu Nồng độ Cu2+ dung dịch giảm dần, khiến cho màu xanh dung dịch nhạt dần Page Lop12.net (8) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com - Trong quá trình hoạt động pin điện hóa Zn – Cu, nồng độ ion Zn2+ cốc đựng dung dịch ZnSO4 tăng dần, nồng độ ion Cu2+ cốc giảm dần Đến lúc nào đó, dòng electron dây dẫn không còn, dòng điện tự ngắt - Để trì dòng điện quá trình hoạt động pin điện hóa, người ta dùng cầu muối Vai trò cầu muối là trung hòa điện tích dung dịch: các ion dương Na + K+ và Zn2+ di chuyển qua cầu muối đến cốc đựng dung dịch CuSO4 Ngược lại , các ion âm SO42- NO3- di chuyển qua cầu muối đến dung dịch ZnSO4 - Ở mạch ngoài (dây dẫn), dòng electron từ cực Zn sang cực Cu còn dòng điện từ cực Cu sang cực Zn Vì điện cực Zn gọi là anot (nơi xảy oxi hóa), điện cực Cu gọi là catot (nơi xảy khử) Vậy pin điện hóa, anot là cực âm còn catot là cực dƣơng - Phương trình hóa học phản ứng xảy pin điện hóa Zn – Cu: quy tắc α Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu c) Kết luận: - Có biến đổi nồng độ các ion Cu2+ và Zn2+ quá trình hoạt động pin - Năng lượng phản ứng oxi hóa – khử pin điện hóa đã sinh dòng điện chiều - Những yếu tố ảnh hưởng đến suất điện động pin điện hóa như: nhiệt độ, nồng độ ion kim loại, chất kim loại làm điện cực III THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI: Điện cực hiđro chuẩn: Để có thể so sánh điện cực hai cặp oxi hóa – khử, điều cần thiết trước hết là điện cực chúng phải so sánh với tiêu chí nào đó Có nghĩa là ta phải chọn cặp oxi hóa – khử để quy chiếu và quy ước nó có điện cực Cặp quy chiếu chọn là cặp oxi hóa – khử 2H+/H2 Cấu tạo điện cực hiđro chuẩn: gồm platin (Pt) đặt dung dịch axit có nồng độ ion H+ là 1M (pH = 0) Bề mặt điện cực hấp thụ hiđro, thổi liên tục vào dung dịch áp suất atm Như trên bề mặt điện cực hiđro xảy cân oxi hóa – khử cặp oxi hóa – khử 2H+/H2 Quy ước rằng: điện cực điện cực hiđro chuẩn 0,00 V nhiệt độ, tức là: Eo2H+/H = 0,00 V Thế điện cực chuẩn kim loại: Ta dùng điện cực hiđro chuẩn Eo2H+/H2 để xác định điện cực chuẩn cho các cặp oxi hóa – khử khác Bằng cách nối cặp oxi hóa – khử Mn+/M chuẩn (cation Mn+ có nồng độ 1M, nhiệt độ 25oC) với cặp 2H+/H2 chuẩn Thế điện cực chuẩn kim loại cần đo chấp nhận suất điện động pin tạo điện cực hiđro chuẩn và điện cực chuẩn kim loại cần đo Có trường hợp xảy với giá trị điện cực chuẩn: Page Lop12.net (9) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com - Thế điện cực chuẩn cặp Mn+/M là số dương khả oxi hóa ion Mn+ nửa pin Mn+/M là mạnh ion H+ nửa pin 2H+/H2 - Thế điện cực chuẩn cặp Mn+/M là số âm khả oxi hóa ion Mn+ nửa pin Mn+/M là yếu ion H+ nửa pin 2H+/H2 Ví dụ: Thế điện cực chuẩn các cặp kim loại: EoZn2+/Zn = – 0,76 V ; EoAg+/Ag = + 0,80 V IV DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI: Dãy điện cực chuẩn kim loại là dãy xếp các kim loại theo thứ tự tăng dần điện cực chuẩn Dãy điện cực chuẩn kim loại còn gọi là dãy oxi hóa – khử chuẩn kim loại, dãy khử chuẩn kim loại Tùy thuộc vào mục đích sử dụng, người ta dùng tên dãy cho phù hợp V Ý NGHĨA CỦA DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI: So sánh tính oxi hóa – khử: Trong dung môi nước, điện cực chuẩn kim loại EoMn+/M càng lớn thì tính oxi hóa cation Mn+ càng mạnh và tính khử kim loại M càng yếu và ngược lại Xác định chiều phản ứng oxi hóa – khử: Xác định chiều phản ứng oxi hóa – khử là tìm hiểu phản ứng đó điều kiện tự nhiên có xảy hay không Có số phương pháp xác định chiều phản ứng oxi hóa – khử: a) Phương pháp (phương pháp định tính): - Kim loại cặp oxi hóa – khử có điện cực chuẩn nhỏ khử cation kim loại cặp oxi hóa – khử có điện cực chuẩn lớn (nói cách khác, cation kim loại cặp oxi hóa – khử có điện cực chuẩn lớn có thể oxi hóa kim loại cặp có điện cực chuẩn nhỏ hơn) - Ví dụ: ion Pb2+ có oxi hóa Zn hay không phản ứng: Pb2+(dd) + Zn(r) → Pb(r) + Zn2+(dd) Nếu phản ứng hóa học trên xảy cặp oxi hóa – khử Pb2+/Pb và Zn2+/Zn, ta viết các cặp oxi hóa – khử trên theo trình tự: cặp nào có giá trị Eo lớn bên phải, cặp nào có giá trị Eo nhỏ bên trái Ta có: Theo quy tắc α: ion Pb2+ oxi hóa Zn, sản phẩm là chất oxi hóa (Zn2+) và chất khử (Pb) yếu Phản ứng trên có xảy Page Lop12.net (10) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com - Kim loại cặp oxi hóa – khử có điện cực chuẩn âm khử ion hiđro dung dịch axit (nói cách khác, cation H+ cặp 2H+/H2 có thể oxi hóa kim loại cặp oxi hóa – khử có điện cực chuẩn âm) b) Phương pháp (phương pháp định lượng): Quay lại ví dụ ion Pb2+ có oxi hóa Zn hay không phản ứng: Pb2+(dd) + Zn(r) → Pb(r) + Zn2+(dd) Phản ứng hóa học trên tạo nên từ hai nửa phản ứng: - Nửa phản ứng oxi hóa: Zn → Zn2+ + 2e, ta có EoZn2+/Zn = -0,76 V - Nửa phản ứng khử: Pb2+ + 2e → Pb, ta có EoPb2+/Pb = -0,13 V Thế oxi hóa – khử phản ứng (Eopư) tính theo công thức: Eopư = EoPb2+/Pb – EoZn2+/Zn = -0,13 – (– 0,76) = +0,63 V Eo phản ứng oxi hóa – khử là số dương (Eopư > 0), kết luận là phản ứng trên có xảy Xác định suất điện động chuẩn pin điện hóa: Eopin = Eo(+) – Eo(-) Ví dụ: suất điện động chuẩn pin điện hóa Zn – Cu là: Eopin = EoCu2+/Cu – EoZn2+/Zn = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V Xác định điện cực chuẩn cặp oxi hóa – khử: Ví dụ: Biết suất điện động chuẩn pin điện hóa Zn – Ag là 1,56 V và điện cực chuẩn cặp oxi hóa – khử Ag+/Ag là +0,80 V Hãy xác định điện cực chuẩn cặp Zn2+/Zn Ta có Eopin = EoAg+/Ag – EoZn2+/Zn → EoZn2+/Zn= EoAg+/Ag – Eopin = +0,80 – 1,56 = –0,76 V §3 SƢ̣ ĐIỆN PHÂN I KHÁI NIỆM: - Sự điện phân là quá trình oxi hóa – khử xảy bề mặt các điện cực có dòng điện chiều qua chất điện li nóng chảy dung dịch chất điện li - Sự điện phân là quá trình sử dụng điện để tạo biến đổi hóa học - Trong quá trình điện phân, tác dụng điện trường các cation chạy cực âm (catot) còn các anion chạy điện cực dương (anot), đó xảy phản ứng trên các điện cực (sự phóng điện) - Tại catot xảy quá trình khử cation (Mn+ + ne → M) còn anot xảy quá trình oxi hóa anion (Xn- → X + ne) - Người ta phân biệt: điện phân chất điện li nóng chảy, điện phân dung dịch chất điện li nước, điện phân dùng điện cực dương tan II SỰ ĐIỆN PHÂN CÁC CHẤT ĐIỆN LI: Điện phân chất điện li nóng chảy: Trong thực tế, người ta thường tiến hành điện phân hợp chất (muối, bazơ, oxit) nóng chảy các kim loại có tính khử mạnh Li, Na, K, Ba, Ca, Mg, Al Page 10 Lop12.net (11) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com Ví dụ 1: Điện phân NaCl nóng chảy có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) NaCl 2| Na+ + e → Na Anot ( + ) 2Cl- → Cl2 + 2e Phương trình điện phân là: 2NaCl 2Na + Cl2 Cần có màng ngăn không cho Cl2 tác dụng trở lại với Na trạng thái nóng chảy làm giảm hiệu suất quá trình điện phân Một số chất phụ gia NaF, KCl giúp làm giảm nhiệt độ nóng chảy hệ… Ví dụ 2: Điện phân NaOH nóng chảy có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) 4| Na+ + 1e → Na NaOH Anot ( + ) 4OH- → O2 + 2H2O + 4e Phương trình điện phân là: 4NaOH O2 + 2H2O 4Na + Ví dụ 3: Điện phân Al2O3 nóng chảy pha thêm criolit (Na3AlF6) có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) Al2O3 3| 2O2- → O2 + 4e 4| Al3+ + 3e → Al Phương trình điện phân là: 2Al2O3 Anot ( + ) 4Al + 3O2 Criolit (Na3AlF6) có vai trò quan trọng là làm giảm nhiệt độ nóng chảy Al 2O3 từ 2050oC xuống khoảng 900oC, ngoài nó còn làm tăng độ dẫn điện hệ và tạo lớp ngăn cách các sản phẩm điện phân và môi trường ngoài Anot làm than chì thì điện cực bị ăn mòn dần chúng cháy oxi sinh: C + O2 CO2 và 2C + O2 2CO Điện phân dung dịch chất điện li nƣớc: Trong điện phân dung dịch, ngoài các ion chất điện li phân li còn có các ion H+ và OH- nước Do đó việc xác định sản phẩm điện phân phức tạp Tùy thuộc vào tính khử và tính oxi hóa các ion có bình điện phân mà ta thu sản phẩm khác Ví dụ điện phân dung dịch NaCl, các ion Na+, H+(H2O) chạy catot còn các ion Cl-, OH-(H2O) chạy anod Ion nào số chúng phóng điện các điện cực Cơ sở để giải đề này là dựa vào các giá trị oxi hóa – khử các cặp Trong quá trình điện phân, trên catot diễn khử Vì có nhiều dạng oxi hóa thì trước hết dạng oxi hóa cặp có lớn bị khử trước Ngược lại trên anot diễn oxi hóa dạng khử cặp có oxi hóa – khử nhỏ trước a) Khả phóng điện các cation catot: Ở catot có thể xảy các quá trình khử sau đây: - Mn+ + ne → M - 2H+(axit) + 2e → H2 - Hoặc ion hiđro nước bị khử: 2H2O + 2e → H2 + 2OH- Dạng oxi hóa cặp có càng lớn càng dễ bị khử Theo dãy oxi hóa – khử thì khả bị khử các ion kim loại sau: - Các cation từ Zn2+ đến cuối dãy Hg2+, Cu2+, Fe3+, Ag+…dễ bị khử và thứ tự tăng dần - Từ Al3+ đến các ion đầu dãy Na+, Ca2+, K+…không bị khử dung dịch - Các ion H+ axit dễ bị khử các ion H+ nước Page 11 Lop12.net (12) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com b) Khả phóng điện các anion anot: Ở anot xảy quá trình oxi hóa các anion gốc axit Cl-, S2-…hoặc ion OH- bazơ kiềm nước: - 2Cl- → Cl2 + 2e - 4OH- → O2 + 2H2O + 4e - Hoặc ion OH- nước bị oxi hóa: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e Dạng khử cặp có oxi hóa – khử càng nhỏ càng dễ bị oxi hóa Theo dãy oxi hóa – khử thì khả bị oxi hóa các anion sau: - Các anion gốc axit không chứa oxi dễ bị oxi hóa theo thứ tự: RCOO - < Cl- < Br< I- < S2-… - Các anion gốc axit NO3-, SO42-, PO43-, CO32-, ClO4-…không bị oxi hóa - Riêng các ion OH- kiềm nước khó bị oxi hóa các ion S 2-, I-, Br-, Cl-… - Nếu điện phân không dùng các anot trơ graphit, platin (Pt) mà dùng các kim loại Ni, Cu, Ag…thì các kim loại này dễ bị oxi hóa các anion vì oxi hóa – khử chúng thấp hơn, và đó chúng tan vào dung dịch (anot tan) c) Một số ví dụ: - Điện phân dung dịch CuCl2 với anot trơ có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) Cu2+ + 2e Cu CuCl2 Phương trình điện phân là: CuCl2 - Anot ( + ) 2ClCl2 + 2e Cu + Cl2 Điện phân dung dịch K2SO4 với anot trơ có thể biểu diễn sơ đồ: Catot (–) K2SO4 + H2O, K (H2O) 2| 2H2O + 2e H2 + 2OHPhương trình điện phân là: 2H2O - Anot (+) H2O, SO422H2O O2 + 4H+ + 4e 2H2 + O2 Điện phân dung dịch NaCl bão hòa với điện cực trơ có màng ngăn có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) NaCl H2O, Na+ (H2O) 2H2O + 2e H2 + 2OH- Anot ( + ) Cl-, H2O 2ClCl2 + 2e Phương trình điện phân là: 2NaCl + 2H2O Nếu không có màng ngăn thì: Cl2 + 2NaOH phân là: NaCl + H2O - NaCl + NaClO + H2O nên phương trình điện NaClO + H2 Điện phân dung dịch NiSO4 với anot trơ có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) Ni2+, H2O 2| Ni2+ + 2e Ni NiSO4 (H2O) Anot ( + ) H2O, SO422H2O O2 + 4H+ + 4e Phương trình điện phân là: 2NiSO4 + 2H2O - 2NaOH + H2 + Cl2 2Ni + 2H2SO4 + O2 Điện phân dung dịch NiSO4 với anot Cu có thể biểu diễn sơ đồ: Page 12 Lop12.net (13) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com Catot ( – ) Ni2+, H2O Ni2+ + 2e Ni NiSO4 (H2O) Cu ( + ) H2O, SO42Cu Cu2+ + 2e Phương trình điện phân là: NiSO4 + Cu CuSO4 + Ni Điện phân dung dịch CuSO4 với anot Cu (như hình vẽ sau đây): ♣ Ở catot ( – ): Cu2+(dd) + 2e Cu làm giảm nồng độ ion Cu2+ bên nhánh trái ống chữ U ♣ Ở anot ( + ): Cu(r) Cu2+(dd) + 2e làm tăng nồng độ 2+ ion Cu bên nhánh trái ống chữ U và anot bị hòa tan Phương trình điện phân là: Cu(r) + Cu2+(dd) Cu2+(dd) + Cu(r) - Điện phân dung dịch hỗn hợp chứa FeCl3, CuCl2 và HCl với anot trơ có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) Fe3+, Cu2+, H+ 2Fe3+ + 1e Fe2+ Cu2+ + 2e 2H+ + 2e Fe2+ + 2e FeCl3, CuCl2, HCl 2Cl- Cu H2 Fe Anot ( + ) Cl2 + 2e Quá trình điện phân xảy các điện cực là: 2FeCl3 III 2FeCl2 + Cl2 CuCl2 Cu + Cl2 2HCl H2 + Cl2 FeCl2 Fe + Cl2 ĐỊNH LUẬT FARADAY: Khối lượng chất giải phóng điện cực tỉ lệ với điện lượng qua dung dịch và đương lượng chất m= 𝐴.𝐼.𝑡 𝑛 𝐹 Trong đó: - m: khối lượng chất giải phóng điện cực (gam) - A: khối lượng mol nguyên tử chất thu điện cực - n: số electron mà nguyên tử ion đã cho nhận - I: cường độ dòng điện (A) - t: thời gian điện phân (s) - F: số Faraday là điện tích mol electron hay điện lượng cần thiết để mol electron chuyển dời mạch catot anot (F = 1,602.10-19.6,022.1023 ≈ 96500 C.mol-1) Page 13 Lop12.net (14) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com 𝐴 - 𝑛 : đƣơng lƣợng gam hóa học Biểu thức liên hệ: Q = I.t = 96500.ne ne = 𝑰.𝒕 𝑭 (ne là số mol electron trao đổi điện cực) Ví dụ: Điện phân 100 ml dung dịch NaCl với điện cực trơ có màng ngăn với cường độ dòng điện I = 1,93A Dung dịch thu sau điện phân có pH = 12 Biết thể tích dung dịch không đổi, clo không hòa tan nước và hiệu suất điện phân 100% Thời gian tiến hành điện phân là: A 50 s B 60 s C 100 s D 200 s Giải: pH = 12 [OH-] = 10-2 nOH- = 10-3 M Tại catot (–) xảy phản ứng: 2H2O + 2e = H2 + 2OH- ne = 10-3 mol t= = 50 s IV mH2 = 10-3 gam t= = 50 s Đáp án A ỨNG DỤNG CỦA ĐIỆN PHÂN: Sự điện phân có nhiều ứng dụng công nghiệp Điều chế các kim loại (xem bài điều chế các kim loại) Điều chế số phi kim nhƣ H2, O2, F2, Cl2 Điều chế số hợp chất nhƣ NaOH, H2O2, nƣớc Gia – ven Tinh chế số kim loại nhƣ Cu, Pb, Zn Fe Ag, Au… Mạ điện Điện phân với anot tan dùng mạ điện, nhằm bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mòn và tạo vẻ đẹp cho vật mạ Anot là kim loại dùng để mạ (như hình vẽ là bạc) còn catot là vật cần mạ (cái thìa) Lớp mạ thường mỏng, có độ dày từ 5.10-5 ÷ 1.10-3 cm MỘT SỐ PHẢN Ƣ́NG XẢ Y RA TRONG QUÁ TRÌNH ĐIÊN ̣ PHÂN DD CATOT (-) ANOT (+) ION PHẢN ỨNG ION PHẢN ỨNG H+ 2H+ +2eH2 2X-X2 + 2e và H2O Hế t H+ thì: 2H2O +2e H2 + 2OH- X(HALOGEN) M n+ (KL KHÁC) Mn+ +ne M SO42- Hế t Mn+ thì: 2H2O +2e H2 + 2OH- và H2O 2H2O +2e H2 + 2OH- NO3- và H2O R+ (KL IA và Ba, Ca) Hết X- thì: 2H2O 4H+ +O2 và H2O 2H2O 4H+ +O2 2H2O 4H+ +O2 và H2O và H2O Các ion kim loại IA và Ca, Ba không bi ̣ khử mà nước bị khử Các ion gốc axit chứa oxi không bị oxi hóa mà nước bị oxi hóa Page 14 Lop12.net (15) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com §4 ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI I NGUYÊN TẮC ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI: Trong tự nhiên có số ít kim loại trạng thái tự do, hầu hết các kim loại tồn dạng ion các hợp chất hóa học Muốn chuyển hóa ion này thành kim loại ta thực quá trình khử ion kim loại: Mn+ + ne → M II MỘT SỐ PHƢƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI: Phƣơng pháp thủy luyện: - Phương pháp thủy luyện còn gọi là phương pháp ướt, dùng để điều chế kim loại có độ hoạt động hóa học thấp Au, Ag, Hg, Cu… - Cơ sở phương pháp này là dùng dung dịch thích hợp, dung dịch H 2SO4, NaOH, NaCN…để hòa tan kim loại hợp chất kim loại và tách khỏi phần không tan có quặng Sau đó các ion kim loại dung dịch khử kim loại có tính khử mạnh hơn, Fe, Zn… Ví dụ 1: Người ta điều chế Ag cách nghiền nhỏ quặng bạc sunfua Ag2S, xử lí dung dịch NaCN, lọc để thu dung dịch muối phức bạc: Ag2S + 4NaCN → 2Na[Ag(CN)2] + Na2S Sau đó, ion Ag+ phức khử kim loại Zn: Zn + 2Na[Ag(CN)2] → Na2[Zn(CN)4] + 2Ag Ví dụ 2: Vàng lẫn đất đá có thể hòa tan dần dung dịch NaCN cùng với oxi không khí, dung dịch muối phức vàng: 4Au + 8NaCN + O2 + 2H2O → 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH Sau đó, ion Au phức khử kim loại Zn: 3+ Zn + 2Na[Au(CN)2] → Na2[Zn(CN)4] + 2Au Phƣơng pháp nhiệt luyện: - Phương pháp nhiệt luyện ứng dụng rộng rãi công nghiệp để điều chế kim loại có độ hoạt động hóa học trung bình Zn, Cr, Fe, Sn, Pb,… - Cơ sở phương pháp này là khử ion kim loại các hợp chất nhiệt độ cao các chất khử mạnh C, CO, H2 Al, kim loại kiềm kiềm thổ Ví dụ: PbO + C Pb + CO Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 WO3 + 3H2 W + 3H2O TiCl4 + 4Na Ti + 4NaCl V2O5 + 5Ca 2V + 5CaO Các phản ứng dùng kim loại kiềm và kim loại kiềm thổ làm chất khử phải thực môi trường khí trơ chân không - Trường hợp quặng là sunfua kim loại Cu2S, ZnS, FeS2…thì phải chuyển sunfua kim loại thành oxit kim loại Sau đó khử oxit kim loại chất khử thích hợp Ví dụ với ZnS: Page 15 Lop12.net (16) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com 2ZnS + 3O2 2ZnO + 2SO2 ZnO + C - Zn + CO Đối với kim loại khó nóng chảy Cr, người ta dùng Al làm chất khử (phản ứng nhiệt nhôm) Phản ứng nhiệt nhôm tỏa nhiệt mạnh, lượng nhiệt tạo sử dụng để đun nóng chảy Cr2O3, nhờ giảm chi phí cho nhiên liệu: Cr2O3 + 2Al - 2Cr + Al2O3 Đối với kim loại kém hoạt động Hg, Ag cần đốt cháy quặng thu kim loại mà không cần dùng chất khử HgS + O2 Hg + SO2 Phƣơng pháp điện phân: - Phương pháp điện phân là phương pháp vạn năng, dùng để điều chế hầu hết các kim loại, từ kim loại có độ hoạt động hóa học cao đến trung bình và thấp - Cơ sở phương pháp này là dùng dòng điện chiều để khử các ion kim loại Tác nhân khử là cực ( – ) mạnh nhiều lần tác nhân khử là chất hóa học - Điều chế kim loại có tính khử mạnh Li, Na, K, Al…bằng cách điện phân hợp chất (muối, bazơ, oxit) nóng chảy chúng Ví dụ: Sơ đồ thùng điện phân NaCl nóng chảy để điều chế Na: Nguyên liệu là NaCl tinh khiết Cực dương làm than chì, cực âm thép - Điều chế kim loại có tính khử trung bình và yếu Zn, Cu, cách điện phân dung dịch muối chúng (xem thêm bài điện phân) : Ví dụ: ZnBr2 Zn + Br2 2CuSO4 + 2H2O Page 16 Lop12.net 2Cu + 2H2SO4 + O2 (17) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com §5 SƢ̣ ĂN MÒN KIM LOẠI KHÁI NIỆM: I Ăn mòn kim loại là phá hủy kim loại hợp kim tác dụng các chất môi trường M → Mn+ + ne HAI DẠNG ĂN MÒN KIM LOẠI: II Căn vào môi trường và chế ăn mòn kim loại, người ta phân thành hai dạng chính: ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa Ăn mòn hóa học: - Ăn mòn hóa học là quá trình oxi hóa – khử, đó kim loại phản ứng trực tiếp với các chất oxi hóa môi trường (các electron kim loại chuyển trực tiếp đến các chất môi trường) và không có xuất dòng điện - Ăn mòn hóa học thường xảy phận thiết bị lò đốt thiết bị thường xuyên tiếp xúc với nước và khí oxi…Ví dụ: 3Fe + 4H2O 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 3Fe + 2O2 Fe3O4 Fe3O4 + 4H2 Ăn mòn điện hóa học: Ăn mòn điện hóa học là loại ăn mòn kim loại phổ biến và nghiêm trọng tự nhiên a) Khái niệm ăn mòn điện hóa học: Rót dung dịch H2SO4 loãng vào cốc thủy tinh cắm hai kim loại khác nhau, ví dụ Zn và Cu vào cốc Nối hai kim loại dây dẫn có mắc nối tiếp với điện kế Hiện tƣợng: ♣ Khi chưa nối dây dẫn, Zn bị hòa tan và bọt Hiđro thoát bề mặt Zn ♣ Khi nối dây dẫn, Zn bị ăn mòn nhanh chóng dung dịch điện li, kim điện kế bị lệch, bọt khí H2thoát Cu Giải thích: ♣ Khi chưa nối dây dẫn, Zn bị ăn mòn hóa học phản ứng: Zn + 2H + → Zn2+ + H2 nên bọt khí H2 sinh trên bề mặt Zn ♣ Khi nối hai Cu và Zn dây dẫn, pin điện hóa Zn – Cu hình thành (pin Vôn-ta), đó Zn đóng vai trò cực âm Các electron đã di chuyển từ cực âm (Zn) đến cực dương (Cu) tạo dòng điện chiều làm kim điện kế bị lệch và làm tăng mật độ electron trên Cu Nhờ đó phần H+ đến nhận electron trên Cu và bị khử thành Page 17 Lop12.net (18) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com H2 làm sủi bọt khí trên Cu: 2H+ + 2e → H2 ♣ Phản ứng điện hóa chung xảy pin: Zn + 2H+ → Zn2+ + H2 Vậy ăn mòn điện hóa học là quá trình oxi hóa – khử, đó kim loại bị ăn mòn tác dụng dung dịch chất điện li và có xuất dòng điện b) Điều kiện xảy ăn mòn điện hóa học: đồng thời điều kiện sau: - Các điện cực phải khác chất Có thể là cặp hai kim loại khác nhau, kim loại – phi kim hay kim loại – hợp chất Kim loại có điện cực chuẩn nhỏ là cực âm - Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp gián tiếp với qua dây dẫn - Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li c) Ăn mòn điện hóa học hợp kim sắt (gang, thép) không khí ẩm: - Gang, thép là hợp kim Fe – C gồm tinh thể Fe tiếp xúc trực tiếp với tinh thể C (graphit) - Không khí ẩm có chứa H2O, CO2, O2…tạo lớp dung dịch chất điện li phủ lên bề mặt gang, thép làm xuất vô số pin điện hóa mà Fe là cực âm, C là cực dương ♣ Ở cực âm xảy oxi hóa: Fe → Fe2+ + 2e ♣ Ở cực dương xảy khử: 2H+ + 2e → H2 và O2 + 2H2O + 4e → 4OH♣Tiếp theo: Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + O2(kk) + 2H2O → 4Fe(OH)3 ♣ Theo thời gian Fe(OH)3 bị nước tạo gỉ sắt có thành phần chủ yếu là Fe2O3.xH2O III CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI: Phƣơng pháp bảo vệ bề mặt: Phương pháp bảo vệ bề mặt là phủ lên bề mặt kim loại lớp sơn, dầu mỡ, chất dẻo tráng, mạ kim loại khác Nếu lớp bảo vệ bị hư, kim loại bị ăn mòn Ví dụ: Sắt tây là sắt tráng thiếc dùng làm hộp đựng thực phẩm vì thiếc là kim loại khó bị oxi hóa nhiệt độ thường, màng oxit thiếc mỏng và mịn có tác dụng bảo vệ thiếc và thiếc oxit không độc lại có màu trắng bạc khá đẹp Thiếc là kim loại mềm, dễ bị sây sát Nếu vết sây sát sâu tới lớp sắt bên thì xảy ăn mòn điện hóa học, kết là sắt bị ăn mòn nhanh Page 18 Lop12.net (19) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com Phƣơng pháp điện hóa: Phương pháp bảo vệ điện hóa là dùng kim loại có tính khử mạnh làm vật hi sinh để bảo vệ vật liệu kim loại Vật hi sinh và kim loại cần bảo vệ hình thành pin điện, đó vật hi sinh đóng vai trò cực âm và bị ăn mòn Ví dụ: Để bảo vệ vỏ tàu biển thép, người ta gắn chặt kẽm vào phần vỏ tàu ngâm nước biển Vì gắn miếng Zn lên vỏ tàu thép hình thành pin điện, phần vỏ tàu thép là cực dương, các lá Zn là cực âm và bị ăn mòn theo chế: ♣ Ở anot (cực âm): Zn → Zn2+ + 2e ♣ Ở catot (cực dương): 2H2O + O2 + 4e → 4OHKết là vỏ tàu bảo vệ, Zn là vật hi sinh, nó bị ăn mòn §6 TỔNG KẾT ĐẠI CƢƠNG VỀ KIM LOẠI PHƢƠNG PHÁP GIẢI BÀI TẬP ĐIỆN PHÂN NHẮC LẠI LÍ THUYẾT: I Điện phân chất điện li nóng chảy: áp dụng MCln, M(OH)n và Al2O3 (M là kim loại nhóm IA và IIA) Điện phân dung dịch chất điện li nƣớc: - - Vai trò nước: trước hết là dung môi hòa tan các chất điện phân, sau đó có thể tham gia trực tiếp vào quá trình điện phân: Tại catot (cực âm) H2O bị khử: 2H2O + 2e → H2 + 2OH– Tại anot (cực dương) H2O bị oxi hóa: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e Tại catot (cực âm) xảy quá trình khử M+, H+ (axit), H2O theo quy tắc: Các cation nhóm IA, IIA, Al3+ không bị khử (khi đó H2O bị khử) Các ion H+ (axit) và cation kim loại khác bị khử theo thứ tự dãy điện cực chuẩn (ion có tính oxi hóa mạnh bị khử trước): Mn+ + ne → M Các ion H+ (axit) dễ bị khử các ion H+ (H2O) - Ví dụ điện phân dung dịch hỗn hợp chứa FeCl3, CuCl2 và HCl thì thứ tự các ion bị khử là: Fe3+ + 1e → Fe2+ ; Cu2+ + 2e → Cu ; 2H+ + 2e → H2 ; Fe2+ + 2e → Fe Tại anot (cực dương) xảy quá trình oxi hóa anion gốc axit, OH– (bazơ kiềm), H2O theo quy tắc: Các anion gốc axit có oxi NO3–, SO42–, PO43–, CO32–, ClO4–…không bị oxi hóa Các trường hợp khác bị oxi hóa theo thứ tự: S2– > I– > Br– > Cl– > RCOO– > OH– > H2O Định luật Faraday: m= 𝐴.𝐼.𝑡 96500 𝑛 Page 19 Lop12.net (20) INORGANIC CHEMISTRY 12 monosodiumglutamat@gmail.com MỘT SỐ CƠ SỞ ĐỂ GIẢI BÀI TẬP VỀ ĐIỆN PHÂN: II - Khối lượng catot tăng chính là khối lượng kim loại tạo thành sau điện phân bám vào - m (dung dịch sau điện phân) = m (dung dịch trước điện phân) – (m kết tủa + m khí) - Độ giảm khối lượng dung dịch: Δm = (m kết tủa + m khí) - Khi điện phân các dung dịch: Hiđroxit kim loại hoạt động hóa học mạnh (KOH, NaOH, Ba(OH)2,…) Axit có oxi (HNO3, H2SO4, HClO4,…) Muối tạo axit có oxi và bazơ kiềm (KNO 3, Na2SO4,…) → Thực tế là điện phân H2O H2 (ở catot) và O2 (ở anot) - Khi điện phân dung dịch với anot là kim loại không trơ (không phải Pt hay điện cực than chì) thì anot xảy quá trình oxi hóa điện cực - Có thể có các phản ứng phụ xảy cặp: chất tạo thành điện cực, chất tan dung dịch, chất dùng làm điện cực Ví dụ: Điện phân nóng chảy Al2O3 (có Na3AlF 6) với anot làm than chì thì điện cực bị ăn mòn dần chúng cháy oxi sinh Điện phân dung dịch NaCl không màng ngăn tạo nước Gia–ven và có khí H2 thoát catot Phản ứng axit dung dịch với kim loại bám trên catot - Viết phản ứng (thu nhường electron) xảy các điện cực theo đúng thứ tự, không cần viết phương trình điện phân tổng quát - Viết phương trình điện phân tổng quát (như phương trình hóa học thông thường) để tính toán cần thiết - Từ công thức Faraday → số mol chất thu điện cực - Nếu đề bài cho I và t thì trước hết tính số mol electron trao đổi điện cực (ne) theo công 𝐼.𝑡 thức: ne = 𝐹 (*) Sau đó dựa vào thứ tự điện phân, so sánh tổng số mol electron nhường nhận với ne để biết mức độ điện phân xảy Ví dụ để dự đoán xem cation kim loại có bị khử hết không hay nước có bị điện phân không và H2O có bị điện phân thì điện cực nào… - Nếu đề bài cho lượng khí thoát điện cực thay đổi khối lượng dung dịch, khối lượng điện cực, pH,…thì dựa vào các bán phản ứng để tính số mol electron thu nhường điện cực thay vào công thức (*) để tính I t - Nếu đề bài yêu cầu tính điên lượng cần cho quá trình điện phân thì áp dụng công thức: Q = I.t = ne.F - Có thể tính thời gian t’ cần điện phân hết lượng ion mà đề bài đã cho so sánh với thời gian t đề bài Nếu t’ < t thì lượng ion đó đã bị điện phân hết còn t’ > t thì lượng ion đó chưa bị điện phân hết - Khi điện phân các dung dịch các bình điện phân mắc nối tiếp thì cường độ dòng điện và thời gian điện phân bình là → thu nhường electron các điện cực cùng tên phải và các chất sinh các điện cực cùng tên tỉ lệ mol với - Trong nhiều trường hợp có thể dùng định luật bảo toàn mol electron (số mol electron thu catot = số mol electron nhường anot) để giải cho nhanh Page 20 Lop12.net (21)