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]
Trang 1PHẦN I: ĐẠI CƯƠNG 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 những nguyên tố s
- Nhóm IIIA (trừ B), một phần của các nhóm IVA, VA, VIA: các kim loại này là những
nguyên tố p
- Các nhóm B (từ IB đến VIIIB): các kim loại chuyển tiếp, chúng là những nguyên tố d
- Họ lantan và actini (xếp riêng thành hai hàng ở cuối bảng): các kim loại thuộc hai họ này là những 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:
1 Cấu ta ̣o trong nguyên tử kim loa ̣i :
- Hầu hết các nguyên tử kim loại có 1, 2 hoặc 3 electron ở lớp ngoài cùng
- Bán kính nguyên tử của các nguyên tố kim loại (ở phía dưới, bên trái bảng tuần hoàn) nhìn chung lớn hơn bán kính nguyên tử các nguyên tố phi kim (ở phía trên, bên phải bảng tuần hoàn)
2 Cấu 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:
Trang 2
Page 2
3 Liên kết kim loa ̣i :
Là liên kết hóa học hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa ion dương kim loại nằm ở các nút mạng tinh thể và các electron tự do di chuyển trong toàn bộ mạng lưới tinh thể kim loại
III TÍNH CHẤT VẬT LÝ CỦA KIM LOẠI:
1 Tính chất chung :
Kim loại có những 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 khi trượt lên nhau vẫn liên kết được với nhau nhờ
lực hút tĩnh điện của các electron tự do 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 do có thể chuyển dời thành dòng có hướng dưới tác dụng
của điện trường Nói chung nhiệt độ của kim loại càng cao thì tính dẫn điện của kim loại càng giảm Kim loại dẫn điện tốt nhất là Ag, tiếp sau là Cu, Au, Al, Fe…
c) Tính dẫn nhiệt: nhờ sự chuyển động của các electron tự do mang năng lượng (động năng) từ
vùng có nhiệt độ cao đến vùng có nhiệt độ thấp của kim loại Nói chung kim loại nào dẫn điện tốt thì dẫn nhiệt tốt
d) Ánh kim: nhờ các electron tự do có khả năng phản xạ tốt ánh sáng khả kiến (ánh sáng nhìn
thấy)
Tóm lại: những tính chất vật lí chung của kim loại nhƣ trên chủ yếu do các electron
tự do trong kim loại gây ra.
2 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 nhất (d = 0,5 g/cm3) và osimi (Os) có
khối lượng riêng lớn nhất (d = 22,6 g/cm3) Các kim loại có khối lượng riêng nhỏ hơn 5
Lop12.net
Trang 3g/cm3 được gọi là kim loại nhẹ (như Na, K, Mg, Al…) và lớn hơn 5 g/cm3 được 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 nhất là Hg (–39oC, điều kiện thường tồn tại ở trạng thái lỏng) và kim loại có nhiệt độ nóng chảy cao nhất là W (vonfam, 3410o
C)
c) Tính cứng: phụ thuộc chủ yếu vào độ bền liên kết kim loại Kim loại mềm nhất là nhóm kim
loại kiềm (như Na, K…do bán kính lớn, cấu trúc rỗng nên liên kết kim loại kém bền) và có những kim loại rất cứng không thể dũa được (như W, Cr…)
IV TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI:
Tính chất đặc trưng của kim loại là tính khử (nguyên tử kim loại dễ bị oxi hóa thành ion dương):
+ ne
1 Tác dụng với phi kim:
Hầu hết các kim loại khử được phi kim điển hình thành ion âm
Ví dụ: 4Al + 3O2 2Al2O3
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
Hg + S → HgS
2 Tác dụng với axit:
a) Đối với dung dịch HCl, H2SO4 loãng:
M + nH+ → Mn+ + n/2H2 (M đứng trước hiđro trong dãy thế điện cực chuẩn)
b) Đối với H2SO4 đặc, HNO3 (axit có tính oxi hóa mạnh):
- Kim loại thể hiện nhiều số oxi hóa khác nhau khi phản ứng với H2SO4 đặc, HNO3 sẽ đạt số oxi hóa cao nhất
- Hầu hết các kim loại phản ứng được với H2SO4 đặc nóng (trừ Pt, Au) và H2SO4 đặc nguội (trừ
Pt, Au, Fe, Al, Cr…), khi đó S+6
trong H2SO4 bị khử thành S+4 (SO2) ; So hoặc S-2 (H2S)
- Hầu hết các kim loại phản ứng được với HNO3 đặc nóng (trừ Pt, Au) và HNO3 đặc nguội (trừ
Pt, Au, Fe, Al, Cr…), khi đó N+5
trong HNO3 bị khử thành N+4 (NO2)
- Hầu hết các kim loại phản ứng được với HNO3 loãng (trừ Pt, Au), khi đó N+5 trong HNO3 bị khử thành N+2
(NO) ; N+1 (N2O) ; No (N2) hoặc 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 như Na, K…sẽ gây nổ khi 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
3 Tác dụng với dung dịch muối:
- Điều kiện để kim loại M đẩy được kim loại X ra khỏi dung dịch muối của nó:
+ M đứng trước X trong dãy thế điện cực chuẩn
+ Cả M và X đều không tác dụng được với nước ở 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 ra – mM tan
Trang 4
Page 4
- Hỗn hợp các kim loại phản ứng với hỗn hợp dung dịch muối theo thứ tự ưu tiên: kim loại khử mạnh nhất tác dụng với cation oxi hóa mạnh nhất để tạo ra kim loại khử yếu nhất và cation oxi hóa yếu nhất
- Với nhiều anion có tính oxi hóa mạnh như NO3-, MnO4-,…thì kim loại M sẽ khử các anion trong môi trường axit (hoặc bazơ)
Ví dụ:
Khi cho Zn vào dung dịch CuSO4 ta thấy lớp bề mặt thanh kẽm dần chuyển qua màu đỏ và màu xanh của dung dịch bị nhạt dần do 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 hiện kết tủa keo xanh do 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 ra và hóa nâu trong không khí do phản ứng:
3Cu + Cu(NO3)2 + 8HCl → 4CuCl2 + 2NO + 4H2O
4 Tác dụng với nước:
- Các kim loại mạnh như Li, Na, K, Ca, Sr, Ba…khử nước dễ dàng ở nhiệt độ thường theo phản ứng: M + nH2O → M(OH)n + n/2H2
- Kim loại Mg tan rất chậm và Al chỉ tan khi ở dạng hỗn hống (hợp kim của Al và Các kim loại trung bình như Mg, Al, Zn, Fe…phản ứng được với hơi nước ở 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 như Cu, Ag, Hg…không khử được nước dù ở nhiệt độ cao
5 Tác dụng với dung dịch kiềm:
- Các kim loại mà hiđroxit của chúng có tính lưỡng tính như Al, Zn, Be, Sn, Pb…tác dụng được 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 của Al với dung dịch NaOH được hiểu là phản ứng của Al với nước trong 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 được một phương trình:
2Al + 6H2O + 2NaOH → 2Na[Al(OH)4] + 3H2
6 Tác dụng với oxit kim loại:
Các kim loại mạnh khử được các oxit kim loại yếu hơn ở nhiệt độ cao thành kim loại
Ví dụ: 2Al + Fe2O3 2Fe + Al2O3
Lop12.net
Trang 5B HỢP KIM
I ĐỊNH NGHĨA, CẤU TẠO TINH THỂ CỦA HỢP KIM:
1 Định nghĩa:
Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi kim khác
Ví dụ: Thép là hợp kim của sắt với cacbon và một số nguyên tố khác Đuyra là hợp kim của nhôm với đồng, magie, mangan, silic
2 Cấu tạo tinh thể của 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 khi hỗn hợp các đơn chất trong hợp kim ở trạng thái lỏng Ở trạng thái này, các đơn chất không tan vào nhau và cũng không tác dụng hóa học với nhau
- Các đơn chất tham gia hợp kim có tính chất hóa học và kiểu mạng tinh thể không khác nhau nhiều, nhưng kích thước các ion khác nhau
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 trong hợp kim ở trạng thái lỏng Ớ trạng thái này, các đơn chất trong hỗn hợp tan vào nhau không theo một tỉ lệ nào nhất 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 nhau 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 khi hợp kim ở trạng thái lỏng Ở trạng thái này, nếu các đơn chất tham gia hợp kim có kiểu mạng tinh thể khác nhau , tính chất hóa học khác nhau và kích thước các ion khác nhau rõ rệt thì giữa những đơn chất này sẽ tạo ra hợp chất hóa học
- Khi hợp kim chuyển sang trạng thái rắn, ta có những 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
Trang 6
Page 6
II TÍNH CHẤT CỦA HỢP KIM:
1 Tính chất hóa học:
Có tính chất hóa học tương tự của các đơn chất tham gia tạo thành hợp kim
2 Tính chất vật lí:
- Tính chất vật lí và tính chất cơ học của hợp kim khác nhiều so với tính chất của các đơn chất
- Có tính dẫn điện, dẫn nhiệt, tính dẻo và ánh kim do trong hợp kim có các electron tự do
- Tính dẫn điện, dẫn nhiệt của hợp kim giảm so với kim loại thành phần do mật độ electron tự
do trong hợp kim giảm đi rõ rệt
- Có độ cứng cao hơn so với các kim loại thành phần do có sự thay đổi về cấu tạo mạng tinh thể, thay đổi về thành phần của ion trong mạng tinh thể
- Có rất nhiều hợp kim khác nhau được chế tạo có hóa tính, cơ tính và lí tính ưu thế như 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 có nhiệt độ nóng chảy thấp: Sn – Pb (thiếc hàn nóng chảy ở 210oC),…
- Hợp kim nhẹ, cứng và bền: Al–Si, Al–Cu–Mn–Mg
III ỨNG DỤNG CỦA HỢP KIM:
- Do có tính chất hóa học, vật lí, cơ học rất quý nên hợp kim được sử dụng rộng rãi trong các ngành kinh tế quốc dân
- Có những hợp kim trơ với axit, bazơ và các hóa chất khác dùng chế tạo các máy móc, thiết bị dùng trong nhà máy sản xuất hóa chất
- Có hợp kim chịu nhiệt cao, chịu ma sát mạnh dùng làm ống xả trong động cơ phản lực
- Có hợp kim có nhiệt độ nóng chảy rất 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 của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa – khử Một cặp oxi hóa – khử được biểu diễn dưới dạng oxi hóa/khử (Mn+
/M)
Ví dụ: Cu2+
và Cu tạo thành một cặp oxi hóa – khử Cu2+/Cu
II PIN ĐIỆN HÓA:
1 Khái niệm về pin điện hóa, suất điện động và thế điện cực:
a) Cấu tạo pin điện hóa:
Hai cốc thủy tinh, một cốc chứa 50 ml dung dịch CuSO4 1M, cốc kia chứa 50 ml dung dịch
ZnSO4 1M Nhúng một lá Cu vào dung dịch CuSO4, một lá Zn vào dung dịch ZnSO4 Nối hai dung dịch bằng một hình chữ U đựng dung dịch Na2SO4 (hoặc KNO3) Ống này được gọi là cầu muối Thiết bị nói trên được gọi là pin điện hóa vì khi nối hai lá kim loại bằng một dây dẫn sẽ đo được một
dòng điện đi từ lá Cu (điện cực +) đến lá Zn (điện cực –)
Lop12.net
Trang 7b) Suất điện động và thế điện cực:
- Sự xuất hiện dòng điện đi từ cực Cu sang cực Zn chứng tỏ rằng có sự chênh lệch điện thế giữa hai điện cực nói trên, tức là trên mỗi điện cực đã xuất hiện một thế điện cực nhất định
- Suất điện động của pin (E) là hiệu của thế điện cực dương (E(+)) và điện cực âm (E(-)) Điện
cực dương là điện cực có thế lớn hơn và suất điện động của pin luôn là số dương
E = E (+) – E (-)
- Suất điện động chuẩn của pin (Eo) là suất điện động khi nồng độ ion kim loại ở điện cực đều bằng 1M (ở 25o
C):
E o = E o (+) – E o (-) hoặc E o = E o catot – E o anot
- Ví dụ Eo
= EoCu2+/Cu – EoZn2+/Zn gọi là suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn – Cu
2 Cơ chế phát sinh dòng điện trong pin điện hóa:
a) Quan sát thí nghiệm:
Chuẩn bị sẵn pin điện hóa Zn – Cu, nối hai điện cực Zn và Cu bằng một dây dẫn, trên dây có mắc nối tiếp một vôn kế:
- Xuất hiện dòng điện một chiều từ lá Cu (cực +) sang lá Zn (cực –) nhưng chiều di chuyển của dòng electron mạch ngoài thì ngược lại, từ lá Zn (cực –) sang lá Cu (cực+) Suất điện động của pin đo được là 1,10 V
- Điện cực Zn bị ăn mòn dần
- Có một lớp kim loại đồng bám trên điện cực Cu
- Màu xanh của cốc đựng dung dịch CuSO4 bị nhạt dần
b) Giải thích hiện tượng của thí nghiệm:
- Điện cực Zn bị oxi hóa: Zn → Zn2+
+ 2e (sự mất electron xảy ra 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 vậy cực Zn bị ăn mòn
- Trong cốc đựng dung dịch CuSO4, các ion Cu2+
di chuyển đến lá Cu, tại đây chúng bị khử thành Cu kim loại bám trên cực đồng: Cu2+
+ 2e → Cu Nồng độ Cu2+ trong dung dịch giảm dần, khiến cho màu xanh trong dung dịch nhạt dần
Trang 8
Page 8
- Trong quá trình hoạt động của pin điện hóa Zn – Cu, nồng độ ion Zn2+
trong cốc đựng dung dịch ZnSO4 tăng dần, nồng độ ion Cu2+ trong cốc kia giảm dần Đến một lúc nào đó, dòng electron trong dây dẫn không còn, dòng điện tự ngắt
- Để duy trì được dòng điện trong quá trình hoạt động của pin điện hóa, người ta dùng cầu muối Vai trò của cầu muối là trung hòa điện tích của 2 dung dịch: các ion dương Na+
hoặc
K+ và Zn2+ di chuyển qua cầu muối đến cốc đựng dung dịch CuSO4 Ngược lại , các ion âm
SO4
hoặc NO3- di chuyển qua cầu muối đến dung dịch ZnSO4
- Ở mạch ngoài (dây dẫn), dòng electron đi từ cực Zn sang cực Cu còn dòng điện đi từ cực Cu sang cực Zn Vì thế điện cực Zn được gọi là anot (nơi xảy ra sự oxi hóa), điện cực Cu được
gọi là catot (nơi xảy ra sự khử) Vậy trong pin điện hóa, anot là cực âm còn catot là cực
dương.
- Phương trình hóa học của phản ứng xảy ra trong pin điện hóa Zn – Cu: quy tắc α
Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu
c) Kết luận:
- Có sự biến đổi nồng độ của các ion Cu2+
và Zn2+ trong quá trình hoạt động của pin
- Năng lượng của phản ứng oxi hóa – khử trong pin điện hóa đã sinh ra dòng điện một chiều
- Những yếu tố ảnh hưởng đến suất điện động của pin điện hóa như: nhiệt độ, nồng độ của ion kim loại, bản chất của kim loại làm điện cực
III THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI:
1 Điện cực hiđro chuẩn:
Để có thể so sánh thế điện cực giữa hai cặp oxi hóa – khử, điều cần thiết trước hết là thế điện cực của chúng phải được so sánh với một tiêu chí nào đó Có nghĩa là ta phải chọn cặp oxi hóa – khử để quy
chiếu và quy ước nó có thế điện cực bằng 0 Cặp quy chiếu được chọn
là cặp oxi hóa – khử 2H+
/H2 Cấu tạo của điện cực hiđro chuẩn: gồm một thanh platin (Pt) được đặt trong một dung dịch axit có nồng độ ion H+
là 1M (pH = 0) Bề mặt điện cực hấp thụ khi hiđro, được thổi liên tục vào dung dịch dưới áp suất 1 atm Như vậy trên bề mặt điện cực hiđro xảy ra cân bằng oxi hóa – khử của cặp oxi hóa – khử 2H+
/H2
Quy ước rằng: thế điện cực của điện cực hiđro chuẩn bằng 0,00 V ở mọi nhiệt độ, tức là:
Eo2H + /H = 0,00 V
2 Thế điện cực chuẩn của kim loại:
Ta dùng thế điện cực hiđro chuẩn Eo
2H+/H2 để xác định thế 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 của kim loại cần đo được chấp nhận bằng suất điện động của pin tạo bởi điện cực hiđro chuẩn và điện cực chuẩn của kim loại cần đo Có 2 trường hợp xảy ra với giá trị của thế điện cực chuẩn:
Lop12.net
Trang 9- Thế điện cực chuẩn của cặp Mn+/M là số dương nếu khả năng oxi hóa của ion Mn+
trong nửa pin Mn+/M là mạnh hơn ion H+
trong nửa pin 2H+/H2
- Thế điện cực chuẩn của cặp Mn+/M là số âm nếu khả năng oxi hóa của ion Mn+
trong nửa pin
Mn+/M là yếu hơn ion H+
trong nửa pin 2H+/H2
Ví dụ: Thế điện cực chuẩn của các cặp kim loại: Eo
Zn 2+
/Zn = – 0,76 V ; EoAg
+ /Ag = + 0,80 V
IV DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI:
Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại là dãy sắp xếp các kim loại theo thứ tự tăng dần thế điện cực chuẩn
Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại còn được gọi là dãy thế oxi hóa – khử chuẩn của kim loại,
hoặc dãy thế khử chuẩn của kim loại Tùy thuộc vào mục đích sử dụng, người ta dùng tên dãy sao
cho phù hợp
V Ý NGHĨA CỦA DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI:
1 So sánh tính oxi hóa – khử:
Trong dung môi nước, thế điện cực chuẩn của kim loại Eo
M n+
/M càng lớn thì tính oxi hóa của cation
Mn+ càng mạnh và tính khử của kim loại M càng yếu và ngược lại
2 Xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử:
Xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử cũng là sự tìm hiểu về phản ứng đó trong điều kiện tự nhiên có xảy ra hay không Có một số phương pháp xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử:
a) Phương pháp 1 (phương pháp định tính):
- Kim loại của cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn khử được cation kim loại của cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn lớn hơn (nói cách khác, cation kim loại trong cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn lớn hơn có thể oxi hóa được kim loại trong cặp có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn)
- Ví dụ: ion Pb2+
có oxi hóa được Zn hay không trong phản ứng: Pb2+(dd) + Zn(r) → Pb(r) +
Zn2+(dd)
Nếu phản ứng hóa học trên xảy ra giữa 2 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 hơn ở bên phải, cặp nào có giá trị Eo
nhỏ hơn ở bên trái Ta có:
Theo quy tắc α: ion Pb2+
oxi hóa được Zn, sản phẩm là những chất oxi hóa (Zn2+) và chất khử (Pb) yếu hơn Phản ứng trên có xảy ra
Trang 10Page
10
- Kim loại trong cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn âm khử được ion hiđro của dung dịch axit (nói cách khác, cation H+
trong cặp 2H+/H2 có thể oxi hóa được kim loại trong cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn âm)
b) Phương pháp 2 (phương pháp định lượng):
Quay lại ví dụ ion Pb2+
có oxi hóa được Zn hay không trong phản ứng: Pb2+(dd) + Zn(r) → Pb(r) +
Zn2+(dd) Phản ứng hóa học trên được tạo nên từ hai nửa phản ứng:
- Nửa phản ứng oxi hóa: Zn → Zn2+
+ 2e, ta có EoZn
2+
/Zn = -0,76 V
- Nửa phản ứng khử: Pb2+
+ 2e → Pb, ta có EoPb
2+
/Pb = -0,13 V Thế oxi hóa – khử của cả phản ứng (Eo
pư) được tính theo công thức: Eo
pư = EoPb
2+
/Pb –
EoZn
2+
/Zn = -0,13 – (– 0,76) = +0,63 V
Eo của phản ứng oxi hóa – khử là số dương (Eopư > 0), kết luận là phản ứng trên có xảy ra
3 Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa:
E o pin = E o (+) – E o (-)
Ví dụ: suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn – Cu là: Eo
pin = EoCu
2+
/Cu – EoZn
2+
/Zn = 0,34 – (–0,76)
= 1,10 V
4 Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa – khử:
Ví dụ: Biết suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn – Ag là 1,56 V và thế điện cực chuẩn của cặp
oxi hóa – khử Ag+/Ag là +0,80 V Hãy xác định thế điện cực chuẩn của cặp Zn2+/Zn Ta có Eo
pin =
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 ra ở bề mặt các điện cực khi có dòng điện một chiều đi qua chất điện li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li
- Sự điện phân là quá trình sử dụng điện năng để tạo ra sự biến đổi hóa học
- Trong quá trình điện phân, dưới tác dụng của điện trường các cation chạy về cực âm (catot) còn các anion chạy về điện cực dương (anot), tại đó xảy ra phản ứng trên các điện cực (sự phóng điện)
- Tại catot xảy ra quá trình khử cation (Mn+
+ ne → M) còn tại anot xảy ra 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 trong nước, điện phân dùng điện cực dương tan
II SỰ ĐIỆN PHÂN CÁC CHẤT ĐIỆN LI:
1 Điện phân chất điện li nóng chảy:
Trong thực tế, người ta thường tiến hành điện phân những hợp chất (muối, bazơ, oxit) nóng chảy của các kim loại có tính khử mạnh như Li, Na, K, Ba, Ca, Mg, Al
Lop12.net