CHUYÊN ĐỀ ON THI HS GIỎI HÓA ĐIỆN HÓA HỌC
Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (497.9 KB, 53 trang )
CHUYÊN ĐỀ: ĐIỆN HÓA HỌC
MÃ: H05A
A. PHẦN MỞ ĐẦU
1. Lý do chọn đề tài
Chuyên đề Điện hóa học là một trong những chuyên đề quan trọng không
thể thiếu trong các kì thi chọn học sinh giỏi các cấp. Do đó, để đạt được kết quả
mong muốn thì học sinh phải nắm vũng những kiến thức cơ bản và các phương
pháp làm bài tập của chuyên đề này.
Hơn nữa, trong đề thi môn hóa học 10 - Trại hè Hùng Vương luôn có một
phần kiến thức kiểm tra thuộc chuyên đề này. Tuy nhiên, cách sắp xếp nội dung
chương trình của sgk hiện nay thì học sinh lớp 10 chưa được nghiên cứu đầy đủ
toàn bộ nội dung của chuyên đề. Trên thực tế, một mảng lớn kiến thức của chuyên
đề được đưa ra trong chương trình sgk hóa học 12. Dẫn đến những khó khăn
không thể tránh trong quá trình tự học và nghiên cứu của học sinh.
2. Mục đích của đề tài
Từ những vấn đề đó, nhằm giúp học sinh có một tài liệu cơ bản, không quá
khó, giúp học sinh có thể tự học, tự nghiên cứu nội dung chuyên đề này mà tôi
chọn chuyên đề: “Điện hóa học” với mong muốn hệ thống một số nội dung chính,
căn bản và các dạng toán thường gặp.
Xây dựng một hệ thống kiến thức hữu ích, là tài liệu tham khảo cho những
học sinh yêu thích môn hóa và học sinh ôn HSG hóa.
B. PHẦN NỘI DUNG
Nội dung chính của chuyên đề Điện hóa học được chia làm 3 phần:
+ Phản ứng oxi hóa khử
+ Pin điện
+ Điện phân
1. Phản ứng oxi hóa khử
1.1 . Các khái niệm:
- Phản ứng oxi hóa khử: là phản ứng hóa học trong đó có sự thay đổi số oxy hóa
của một hoặc vài nguyên tố; Hay phản ứng oxi hóa khử là phản ứng hóa học trong
đó có sự chuyển electron giữa các chất phản ứng.
VD: 4Na +
O2 → 2Na2O
Na - 1e = Na+ sự oxi hóa
O2 + 4e = 2O2- sự khử
- Chất oxi hóa: Là chất nhận electron (Là chất có số oxi hóa giảm)
- Chất khử: Là chất nhường eletron (Là chất có số oxi hóa tăng)
- Quá trình oxi hóa (Sự oxi hóa) Là quá trình chất khử cho e
- Quá trình khử (Sự khử) Là quá trình nhận e của chất oxi hóa.
1.2. Phân loại phản ứng oxi hóa - khử
Có thể chia các phản ứng oxi hóa khử thành ba loại:
• Phản ứng giữa các phân tử: Trong các phản ứng loại này sự chuyển electron xảy
ra giữa các phân tử. Đây là loại phản ứng oxi hóa khử phổ biến nhất.
Ví dụ:
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O
• Phản ứng tự oxi hóa khử (phản ứng dị li): Trong các phản ứng loại này một chất
phân li thành hai chất khác trong đó một chất ở mức oxi hóa cao hơn và một chất ở mức
oxi hóa thấp hơn.
Ví dụ:
Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O
3HNO2 → HNO3 + 2NO↑ + H2O
• Phản ứng nội phân tử: Trong các phản ứng loại này sự chuyển electron xảy ra
giữa các nguyên tử của các nguyên tố cùng nằm trong một phân tử.
0
Ví dụ:
NH4NO3
→t N2O + 2H2O
2KClO3
t , MnO
0
2
→ 2KCl + 3O2
1.3. Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử
Phản ứng oxi hóa khử có thể có một số phương pháp cân bằng khác nhau, tuy
nhiên nguyên tắc chung của các phương pháp đó vẫn là: Tổng số electron của chất khử
cho bằng tổng số electron chất oxi hóa nhận. Sau đây, chúng ta cùng nghiên cứu hai
phương pháp thường được sử dụng trong việc cân bằng phản ứng oxi hóa - khử.
1.3.1. Phương pháp cân bằng electron
a. Các bước tiến hành:
Bước 1:Viết sơ đồ phản ứng
Xác định chất khử chất oxi hóa (dựa vào sự thay đổi số oxi hóa).
Bước 2: Viết quá trình khử, quá trình oxi hóa
Tìm hệ số cân bằng sao cho tổng số electron cho bằng tổng số electron nhận
Bước 3: Đặt hệ số cân bằng vào sơ đồ phản ứng. Hoàn thành phương trình hóa học
(Kiểm soát phương trình cân bằng đúng hay sai bằng việc kiểm tra cân bằng hai vế
của nguyên tố oxi)
b. Ví dụ 1:
+5
0
Zn
0
+2
+ H N O3 loãng → Zn ( NO3 )2 + NO ↑ + H2O
+2
3× 0
Zn = Zn + 2e
2 × +5 + 3e = +2
N
N
3Zn + HNO3 → 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + H2O
Lưu ý: với hệ số cân bằng của axit, chúng ta cùng để ý rằng NO
3
trong HNO3
ngoài vai trò là chất oxi hóa tạo NO, còn vai trò là môi trường tạo muối. Do đó trong quá
trình cân bằng hệ số vào axit này, chúng ta cần cộng tổng số nguyên tố N ở vế phải để
cân bằng vào HNO3
Hệ số cuối cùng:
3Zn + 8HNO3 = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
c. Ví dụ 2:
Na2SO3 + KMnO4 + H2O → Na2SO4 + MnO2 + KOH
Bước 1:
Bước 2:
Bước 3:
+4
+7
+6
+4
Na2 S O3 + K Mn O4 + H2O → Na2 S O4 + Mn O2
+6
3 x +4
+ 2e
(quá trình oxi hóa)
S→S
+4
2 x +7
(quá trình khử)
Mn + 5e → Mn
+ KOH
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
Lưu ý:
- Nếu chất thay đổi số oxi hóa chứa nhiều nguyên tử của nguyên tố thay đổi số oxi
hóa thì phải viết quá trình oxi hóa hoặc quá trình khử ứng với đúng số nguyên tử của
nguyên tố đó trong hợp chất.
- Nếu có nhiếu nguyên tố thay đổi số oxi hóa (cùng tăng hoặc cùng giảm) thì phải
viết quá trình oxi hóa hoặc khử của tất cả các nguyên tố và giữ đúng tỉ lệ giữa các
nguyên tử hoặc viết ứng với cả nhóm nguyên tử.
- Nếu từ 1 chất oxi hóa sinh ra nhiều sản phẩm khử thì ta tách thành nhiều phản
ứng (mỗi phản ứng tạo ra một sản phẩm chất khử) rồi cân bằng các phản ứng đó, sau
đó nhân hệ số thích hợp vào các phương trình thu được và cộng lại.
- Đối với các phản ứng có sự tham gia của các chất hữu cơ: Nếu hợp chất hữu cơ
trước và sau phản ứng có một số nhóm nguyên tử thay đổi và một số nhóm không đổi thì
ta xác định số oxi hóa của C trong từng nhóm rồi cân bằng. Nếu hợp chất hữu cơ thay
đổi toàn phân tử, ta cân bằng theo số oxi hóa trung bình của cacbon.
1.3.2. Phương pháp cân bằng ion electron
Ưu điểm: Phương pháp này không đòi hỏi phải biết chính xác số oxi hóa của
nguyên tố.
Nhược điểm: Chỉ áp dụng được cho trường hợp các phản ứng oxi hóa- khử xảy ra
trong dung dịch, ở đó phần lớn các chất oxi hóa và chất khử tồn tại ở dạng ion.
a. Các bước cân bằng:
- Bước 1: Tách ion, xác định các nguyên tố có số oxi hóa thay đổi và viết các nửa
phản ứng oxi hóa và khử.
- Bước 2: Cân bằng phương trình các nửa phản ứng:
+ Cân bằng số nguyên tử của mỗi nguyên tố ở hai vế nửa phản ứng:
Thêm H+ hay OHThêm H2O để cân bằng số nguyên tử hiđro
Kiểm soát số nguyên tử oxi ở hai vế (phải bằng nhau)
+ Cân bằng điện tích: thêm electron vào mỗi nửa phản ứng để cân bằng
điện tích
-
Bước 3: Cân bằng electron: Nhân hệ số để:
∑ electron cho = ∑ electron nhận
- Bước 4: Cộng các nửa phản ứng, ta có phương trình ion thu gọn
- Bước 5: Để chuyển phương trình dạng ion thu gọn thành phương trình ion đầy đủ
và phương trình phân tử cần cộng vào hai vế những lượng như nhau các cation
hoặc anion để bù trừ điện tích.
b. Ví dụ:
Cân bằng phương trình phản ứng:
Al + HNO3 → Al(NO3)3 + NO + H2O
Bước 1:
Tách ion, xác định các nguyên tố có số oxihóa thay đổi và viết các nửa phản ứng
oxi hóa khử:
Al + H+ + NO3
0
Al →
+5
-
→ Al3+ + 3NO3 + NO + H2O
3+
Al
→ +2
N O 3−
NO
Bước 2:
- Cân bằng số nguyên tử của mỗi nguyên tố ở hai vế của nửa phản ứng:
3+
Al → Al
NO3− + 4H+ → NO + 2H2O
- Cân bằng điện tích
Al = Al3+ + 3e
NO3− + 4H+ + 3e = NO + 2H2O
Bước 3:
Cân bằng electron
Al3+ + 3e
1 × Al =
−
1 × NO3 + 4H+ + 3e = NO + 2H2O
Bước 4 :
Cộng các nửa phản ứng, ta có phương trình ion thu gọn :
−
1Al + 1 NO3 + 4H+ = 1Al3+ + 1NO + 2H2O
Bước 5:
Để chuyển phương trình dạng ion thu gọn thành phương trình ion đầy đủ và
phương trình phân tử cần cộng vào hai vế những lượng như nhau các cation hoặc anion
để bù trừ điện tích.
Phương trình trên ta phải cộng ở hai vế với 24 NO− 3
−
−
−
1Al + 1 NO3 + 4H+ + 4 NO3 = 1Al3+ + 1NO + 2H2O + 4 NO3 1
Al + 4HNO3 = 1Al(NO3)3 + 1NO + 2H2O
Lưu ý: Trong các phản ứng oxi hóa – khử, thường có sự tham gia của môi trường, tùy
thuộc vào môi trường, khả năng phản ứng của một chất có thể thay đổi.
*) Phản ứng có axit tham gia
+
Vế nào thừa oxi thì thêm H+ tạo ra H2O hay vế nào thiếu oxi thì thêm H2O tạo ra H
VD: KMnO4 + KNO2 + H2SO4
Phản ứng oxi hóa: NO
−
2
→ NO3−
→ MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O
MnO−4 → Mn2+
Phản ứng khử:
2 × MnO4− + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O
5 × NO2− - 2e + H2O = NO3− + 2H+
−
−
2 MnO4 + 5 NO2 + 16H+ + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5 NO3
−
+ 10H+
Giản ước H+ và H2O ở hai vế, ta có:
−
−
−
2 MnO4 + 16H+ 5 NO2 = 2Mn2+ + 8H2O + 5 NO3
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4
+ 3H2O
*) Phản ứng có kiềm tham gia
Vế nào thừa oxi thì thêm H2O tạo ra OH- hay về nào thiếu oxi thì thêm OH- tạo ra
H2O Ví dụ:
NaCrO2 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O
Phản ứng khử: 2Br + 2e → 2Br−
Phản ứng oxihóa: CrO - 3e →
CrO2−
2
4
2 × CrO− - 3e + 4OH- = CrO2− + 2H2O
2
4
3 × 2Br + 2e
2 CrO
−
= 2Br-
+ 8OH- + 3Br2 = 2 CrO2− + 6Br- + 4H2O
2
4
2NaCrO2 + 8NaOH + 3Br2 = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O
*) Phản ứng có nước tham gia
Nếu sản phẩm sau phản ứng có axit tạo thành, ta cân bằng theo phản ứng có axit
tham gia, nếu sản phẩm sau phản ứng có kiềm tạo thành ta cân bằng theo phản ứng có
kiềm tham gia.
VD: KMnO4 + K2SO3 + H2O → MnO2 + K2SO4 + KOH
−
Phản ứng khử: MnO + 3e → MnO
4
2
2−
- 2e → SO
Phản ứng oxihóa: SO
3
2−
4
2 × MnO4− + 3e + 2H2O = MnO2 + 4OH3×
SO2− - 2e + 2OH- = SO2− + H2O
−
3
2 MnO + 4H2O + 3SO
4
2−
-
4
+ 6OH = 2MnO2 + 8OH- + 3 SO
3
2−
+ 3H2O
4
Giản ước: H2O và OH- ta có:
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
1.4. Bài tập vận dụng
1.4.1. Bài tập trắc nghiệm
1.
Đối với phản ứng: CrCl3 + NaOCl + NaOH→ Na2CrO4 + NaCl + H2O + Cl2, hệ số
cân bằng (là các số nguyên tố tối giản) của chất oxi hóa, chất khử và chất đóng vai trò
môi trường lần lượt là:
A. 2, 3 và 10
B. 3, 2 và 10
C. 2, 3 và 5
D. 4, 6 và 5
ĐS: 3, 2 và 10
2. Cho phản ứng: Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NO + NO2 + H2O.
Nếu tỉ lệ số mol
giữa NO và NO2 là 2 : 1, thì tổng hệ số cân bằng của HNO3 trong phương trình hoá học
là:
A. 12
B. 50
3. Cho phản ứng sau: As2S3 + HNO3 đ
C. 18
t
0
D. 20
ĐS: 50
+ H2SO4 + NO2 + H2O .
→ H3AsO4
với hệ số các chất trong phương trình là các số nguyên đơn giản và không thể giản ước.
Tổng đại số các hệ số của chúng là:
A. 75
B. 70
C. 68
D. 72
ĐS: 70
4. Cho phản ứng sau: FexOy + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + H2O . Hãy cho biết tổng đại
số các hệ số chất trong phương trìn h phản ứng (các hệ số chất đều là các số nguyên tối
giản).
A. 13x - 5y + 1
B. 12x - 4y + 1C. 14x - 5y + 2D. 13x - 4y + 3
ĐS: 13x - 5y + 1
5. Tổng hệ số cân bằng (là các số nguyên tối giản) của các chất trong phản ứng:
K2Cr2O7 + C6H12O6 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 +CO2 +K2SO4 +H2O là:
A. 3
B. 38
C.17
D. 57
ĐS:
57
6. Hãy cho biết chất (hoặc ion) còn thiếu trong phản ứng:
SO3 2- + …. + …. → SO4 2- + MnO2↓ + OHA. KMnO4, H2SO4 B. MnO4 -, H2O C. MnO4
-
, H+
D. KMnO4, H2O
ĐS: MnO4 -, H2O
7. Trong phản ứng: 3FeS 2 + 18HNO3 → Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + 3H2SO4 + 15NO +
6H2O
số mol electron mà FeS2 đã nhường khi có 33,6 lít khí NO thoát ra ở đktc là:
A. 1,5 mol
B. 0,15 mol
C. 0,45 mol
D. 4,5 mol
ĐS: 4,5 mol
8. Cho Al vào dung dịch HNO3 loãng, dư thu được dung dịch chứa một muối và hỗn
hợp hai khí NO và N2O có tỉ lệ số mol tương ứng là 1 : 1. Nếu có 1 mol hỗn hợp 2 khí
trên thoát ra thì số mol electron mà Al đã nhường là:
A. 3,5 mol
B. 0,35 mol
C. 5,5 mol
D. 2 mol.
ĐS: 5,5 mol
9. Cho khí CO qua ống sứ chứa m gam Fe 2O3 nung nóng, sau một thời gian thu được
13,92gam hỗn hợp X gồm Fe, FeO, Fe3O4, Fe2O3. Hoà tan hết X bằng dung dịch HNO3
đặc nóng dư thu được 5,824 lít NO2 duy nhất (đktc). Tính m?
A.18,08 g
B. 9,76 g
C.11,86 g
D.16,0 g
ĐS: 16,0 g
10. Hoà tan hoàn toàn 12 gam hỗn hợp Fe, Cu (tỉ lệ mol 1:1) bằng axit HNO3, thu được
V lít (ở đktc) hỗn hợp khí X (gồm NO và NO2) và dung dịch Y (chỉ chứa 2 muối và axit
dư). Tỉ khối của X đối với H2 bằng 19. Giá trị của V là:
A. 2,24
B. 4,48.
C. 5,60.
D. 3,36
ĐS: 5,60.
11. Cho 16,2 gam kim loại M (hoá trị không đổi) tác dụng với 0,15 mol oxi. Chất rắn thu
được sau phản ứng cho hoà tan hoàn toàn vào dung dịch HCl dư (các phản ứng xảy ra
hoàn toàn), thu được 13,44 lít H2 (đktc). Kim loại M là:
A. Ca
B. Zn
C. Al
D. Mg
ĐS: Al
12. Cho 3,024 gam một kim loại M tan hết trong dung dịch HNO3 loãng, thu được 940,8
ml khí NxOy (sản phẩm khử duy nhất, ở đktc) có tỉ khối đối với H2 bằng 22. Khí NxOy
và kim loại M là:
A. NO và Mg
B. NO2 và Al
C. N2O và Al
D. N2O và
Fe
ĐS: N2O và Al
1.4.2. Bài tập tự luận
Câu 1
Hoàn thành các phương trình phản ứng sau đây:
1. NaCl
+ H2SO4 đặc, nóng
2. NaBr
+ H2SO4 đặc, nóng
3. NaClO + PbS
4. FeSO4 +
H2SO4 + HNO2
5. KMnO4 + H2SO4 + HNO2
6. NaNO2 + H2SO4 loãng
Câu 2
Đốt cháy kim loại magiê trong không khí. Cho sản phẩm thu được tác dụng với
một lượng dư dung dịch axit clohiđric, đun nóng rồi cô dung dịch đến cạn khô. Nung
nóng sản phẩm mới này và làm ngưng tụ những chất bay hơi sinh ra trong quá trình
nung.
Hãy viết các phương trình phản ứng đã xảy ra trong thí nghiệm trên và cho biết có
những chất gì trong sản phẩm đã ngưng tụ được.
Câu 3. Viết phương trình hoá học cho mỗi trường hợp sau:
a) Cho khí amoniac (dư) tác dụng với CuSO4.5H2O.
b) Trong môi trường bazơ, H2O2 oxi hoá Mn2+ thành MnO2.
c) Trong môi trường axit, H2O2 khử MnO4- thành Mn2+.
Câu 4
Trong phòng thí nghiệm có các dung dịch bị mất nhãn: AlCl 3, NaCl, KOH,
Mg(NO3)2, Pb(NO3)2, Zn(NO3)2, AgNO3. Dùng thêm một thuốc thử, hãy nhận biết mỗi
dung dịch. Viết các phương trình phản ứng (nếu có).
Câu 5
Kim loại A phản ứng với phi kim B tạo hợp chất C màu vàng cam. Cho 0,1 mol
hợp chất C phản ứng với CO
2
(dư) tạo thành hợp chất D và 2,4 gam B. Hòa tan hoàn
toàn D vào nước, dung dịch D phản ứng hết 100 mL dung dịch HCl 1 M giải phóng 1,12
L khí CO2 (đktc). Hãy xác định A, B, C, D và viết các phương trình phản ứng xảy ra.
Biết hợp chất C chứa 45,07 % B theo khối lượng; hợp chất D không bị phân tích khi
nóng chảy.
Câu 6
Hoàn thành phương trình phản ứng a) , b) sau đây
a) Zn[Hg(SCN)4] + IO3 - + Cl-
ICl + SO4
2-
+ HCN + Zn2+ + Hg2+
b) Cu(NH3)m2+ +
CN- + OH-
Cu(CN)2-
+
CNO- +
H2O
Câu 7
Viết các phương trình phản ứng xảy ra ( nếu có) của khí clo , tinh thể iot tác dụng
với :
a. Dung dịch NaOH ( ở nhiệt độ thường , khi đun nóng )
b. Dung dịch NH3 .
HƯỚNG DẪN GIẢI:
Câu 1
1.
NaCl
2. hoặc 2 NaCl
2 NaBr
2 HBr
+ H2SO4 (đặc, nóng)
+ H2SO4 (đặc, nóng)
2 NaBr
+ 3 H2SO4 (đặc, nóng)
4 NaClO + PbS
4.
2 FeSO4
+ NaHSO4
2 HCl + Na2SO4
2 NaHSO4 + 2 HBr
+ 2 H2SO4 (đặc, nóng)
+ H2SO4 (đặc, nóng)
3.
5.
HCl
SO2 + 2 H2O + Br2
2 NaHSO4 + SO2 + 2 H2O + Br2
4 NaCl + PbSO4
+ H2SO4 + 2 HNO2
Fe2(SO4)3 + 2 NO + 2 H2O
2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 HNO2
K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 HNO3 + 3
H2O
6.
3 NaNO2 + H2SO4 (loãng)
Câu 2
Na2SO4 + NaNO3 + 2 NO + H2O
Các phản ứng:
2 Mg
+ O2
2 MgO
3 Mg
+ N2
MgO + 2 HCl
Mg3N2
MgCl2
Mg3N2 + 8 HCl
MgCl2.6 H2O
NH4Cl
t
o
to
3 MgCl2
MgO
NH3
+
+ H2O
+ 2 NH4Cl
2 HCl
+ 5 H2O
+ HCl
Sản phảm được ngưng tụ: NH4Cl ; H2O ; HCl.
Câu 3
NH4Cl
a) Có thể viết CuSO4.5H2O ở dạng [Cu(H 2O)4] SO4.H2O. Do đó khi phản ứng xảy ra,
NH 3 sẽ thế các phân tử H2O ở cầu nội:
[Cu(H2O)4] SO4.H2O + 4 NH 3
b) Xét chi tiết
H2O2
[Cu(NH3)4] SO4.H2O + 4 H2O
2 OH -
+ 2e
Mn2+ + 4 OH - - 2 e
MnO2 + 2 H2O
Mn2+ + H2O2 + 2 OH -
MnO2 +
c) Cũng xét chi tiết tương tự như trên :
2 MnO4- + 8 H3O+ + 5 e
5
H2O2 + 2 H2O - 2 e
2 MnO4- + 5 H2O2
Sự khử
+ 6 H3O+
2 H2O
Mn2+ + 12 H2O
O2
Sự oxi hoá
Sự khử
2 H3O+ Sự oxi hoá
+
2 Mn2+ + 5 O2 + 14 H2O
Câu 4
Có thể dùng thêm phenolphtalein nhận biết các dung dịch AlCl3, NaCl, KOH,
Mg(NO3)2, Pb(NO3)2, Zn(NO3)2, AgNO3.
∗Lần lượt nhỏ vài giọt phenolphtalein vào từng dung dịch.
- Nhận ra dung dịch KOH do xuất hiện màu đỏ tía.
∗Lần lượt cho dung dịch KOH vào mỗi dung dịch còn lại:
- Dung dịch AgNO3 có kết tủa màu nâu
Ag+ + OH−
AgOH ↓ ; (hoặc 2 Ag+ + 2 OH−
Ag2O + H2O)
- Dung dịch Mg(NO3)2 có kết tủa trắng, keo
Mg2+ + 2 OH−
Mg(OH)2 ↓
- Các dung dịch AlCl3, Pb(NO3)2, Zn(NO3)2 đều có chung hiện tượng tạo ra kết tủa
trắng, tan trong dung dịch KOH (dư).
Al
3+
+ 3 OH−
Al(OH)3 ↓ ; Al(OH)3 ↓ +
OH−
−
Pb2+ + 2 OH
−
Pb(OH)2 ↓ ; Pb(OH)2 ↓ + OH
−
Zn2+ + 2 OH
−
Zn(OH)2 ↓ ; Zn(OH)2 ↓ + OH
- Dung dịch NaCl không có hiện tượng gì
AlO2− + 2 H2O
PbO2 2− +
H2 O
ZnO2 2−
H 2O
+
- Dùng dung dịch AgNO3 nhận ra dung dịch AlCl3 do tạo ra kết tủa trắng
Ag+ + Cl−
AgCl ↓
- Dùng dung dịch NaCl nhận ra dung dịch Pb(NO3)2 do tạo ra kết tủa trắng
Pb2+ + 2 Cl−
PbCl2 ↓
- Còn lại là dung dịch Zn(NO3)2.
1,12 l
Câu 5
; nCO2 = 22,4 l
nHCl = 0,1 mol
= 0,05 mol
Dung dịch D phản ứng hết 0,1 mol HCl giải phóng khí CO2 → nH+ : nCO2 = 0,1 : 0,05 =
2:1
Suy ra hợp chất D là muối cacbonat kim loại. hợp chất D không bị phân tích khi nóng
chảy, vậy D là cacbonat kim loại kiềm. 2 H+ + CO32− = H2O + CO2
C + CO2 = D + B → C là peroxit hay superoxit, B là oxi. Đặt
công thức hoá học của C là AxOy.
3,2 ×
100
Lượng oxi trong 0,1 mol C (AxOy) là 16 × 0,05 + 2.4 = 3,2 (g). mC =
(g)
3,9
MC = 7,1 : 0,1 = 71 (g/mol)
mA trong C = 7,1 − 3,2 = 3,9 (g).
= 7,1
x:y=
3,2:
→ MA = 39 (g)
Vậy A là K ; B là O2 ; C là KO2 ; D là K2CO3
Các phương trình phản ứng:
K +
O2
→ KO2
4 KO2 + 2 CO2→ 2 K2CO3 + 3 O2↑
K2CO3 + 2 HCl→ 2 KCl
+ H2O + CO2↑
Câu 6:
a) Zn[Hg(SCN)4]
6 IO3 -
+ Cl-
+
+ 16 H2O
+
6H
+ 4e
Zn2+ + Hg2+ + 4 HCN + 4 SO4
ICl + 3 H2O
2-
+
+ 24 H + 24 e
Zn[Hg(SCN)4] + 6 IO3 - + 6 Cl- + 8 H+
Zn2+ + Hg2+ + 4 HCN + 4 SO4
+ 6 ICl
b) 2
Cu(NH3)m
2+
CN 2 Cu(NH3)m
2+
+ 2 CN - +
e
Cu(CN)2
+ 2 OH-
+
+ 2 H2O
-
+ m NH3
CNO- +
+ 5 CN- + 2 OH-
2-
2 Cu(CN)2
H2O +
-
2e
+ 2m NH3 + CNO- + H2O
Câu 7
1) a.Các phương trình phản ứng của khí clo , tinh thể iot với dung dịch NaOH (ở to
thường , khi đun nóng) :
Cl2
nguội
+ 2 NaOH
=
NaCl
+ NaOCl
+
H2O
nóng
3 Cl2
+ 6 NaOH
=
5 NaCl
+ NaClO3
+ 3 H 2O
3 I2
+ 6 NaOH
=
5 NaI
+ NaIO3
+ 3 H2O
b.Các phương trình phản ứng của khí clo , tinh thể iot với dung dịch NH 3 :
3 Cl2
+ 8 NH3=N2
+ 5 NH3
3 I2
= NI3.NH3
1.4.3. Bài tập không có hướng dẫn giải:
+ 6 NH4Cl
+ 3 NH4I
Hoàn thành và cân bằng các phương trình phản ứng oxi hóa - khử sau:
1. KMnO4 + C6H12O6 + H2SO4 → Mn2+ + CO2↑ + ?
2. MnSO4 + KClO3 + KOH
→ K2MnO4 + KCl + ?
3.
Cu + NaNO3 + H2SO4
4.
PH3 + KMnO4 + H2SO4
→ H3PO4+?
5.
C2H4 + KMnO4 + H2O
→?
6.
NaCrO2 + Br2+ NaOH
→ CrO42 – + ?
7.
Fe(CrO2)2+ O2 + K2CO3
→ Fe2O3 + CO2↑ +?
8.
CuFeS2 + O2
→?
→ ?
9. Cu2S + HNO3
→?
10. CuS + HNO3
→ S + NO + ?
11. FeSO4 + KMnO4 + ?
→?
12. Cu2O + H2SO4
→?
13. FeS2 + HNO3 + HCl
→ H2SO4 + ?
14. C2H5OH + KMnO4
→ CH3COOK + ?
15. C2H5OH + K2Cr2O7 + HCl
→ CH3CHO +?
16. Na2Cr2O7 + C
→ CO↑+ ?
17. FexOy + HI
→ I2 + ?
18. KNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4
→?
19. CrCl3 + Br2 + NaOH
→?
20. KNO3 + FeS2
→ SO3 + ?
2. Pin điện
2.1.
Một số khái niệm cơ bản:
2.1.2. Điện cực-pin điện hóa
- Một hệ gồm vật dẫn electron (kim loại, chất bán dẫn, …) tiếp xúc với vật dẫn ion
(dung dịch chất điện li) được gọi là điện cực.
Trên bề mặt của các điện cực xảy ra quá trình oxi hóa hoặc quá trình khử và vật liệu
dùng làm điện cực (vật liệu dẫn electron) có thể tham gia hoặc không tham gia vào phản
ứng điện cực.
- Điện cực mà vật liệu điện cực không tham gia vào phản ứng xảy ra trên điện cực
(chỉ đóng vai trò là chất dẫn điện) được gọi là điện cực trơ. Ví dụ điện cực làm bằng
graphit, kim loại quý. Điện cực mà vât liệu điện cực bị oxi hóa trong quá trình xảy ra
phản ứng trên điện cực được gọi là điện cực tan.
- Điện cực mà ở đó xảy ra sự oxi hóa, tức là xảy ra quá trình nhường electron được
gọi là anot. Điện cực mà ở đó xảy ra sự khử, tức là xảy ra quá trình nhận electron được
gọi là catot.
- Hiệu thế cân bằng sinh ra giữa mặt kim loại và lớp dung dịch bao quanh kim loại
được gọi là thế điện cực
- Sơ đồ điện cực: M n + M
- Phản ứng điện cực:
Mn+ + ne- = M
- Pin điện hóa là một hệ gồm hai điện cực (khác nhau) nhúng vào cùng một dung
dịch điện li hoặc hai dung dịch chất điện li khác nhau được nối với nhau bằng một cầu
muối.
Ví dụ: pin điện hóa Zn -Cu gồm điện cực Zn nhúng trong cốc đựng dung dịch
ZnSO4 và điện cực Cu nhúng trong cốc đựng dung dịch CuSO 4. Các cốc dung dịch
ZnSO4 và CuSO4 được nối với nhau bằng cầu muối KCl.
- Phản ứng điện hóa trong pin điện là phản ứng oxi hóa khử, nó là kết quả tổng hợp
của các phản ứng tại các điện cực.
Ví dụ trong pin Zn-Cu, phản ứng tổng quát được viết như sau:
2.1.2. Thế điện cực-sức điện động
Mỗi điện cực có một thế điện cực. Thế tuyệt đối của điện cực là đại lượng không
đo được nhưng có thể đo được độ chênh lêch thế (hiệu điện thế ) giữa hai điện cực của
một pin điện hóa.
• Hiệu điện thế lớn nhất giữa hai điện cực (E), tức là hiệu của thế điện cực dương
(E(+)) với thế điện cực âm (E(-)) được gọi là sức điện động (đôi khi còn gọi là suất điện
động) của pin điện hóa: E = E(+) – E-(-).
Từ quy ước về viết sơ đồ pin điện hóa ⇒ E = Ephải - Etrái.
Sức điện động của pin điện hóa luôn là số dương và phụ thuộc vào bản chất của điện
cực, nồng độ dung dịch và nhiệt độ theo phương trình Nernst:
Nếu phản ứng tổng quát trong pin điện được viết dưới dạng:
Ox2 + Kh1 → Ox1 + Kh2 thì ta có:
E=E
0
- RT ln [Ox 1 ][Kh 2 ]
nF
[Ox 2 ][Kh1 ]
Với [Ox1], [Ox2], [Kh1], [Kh2] là nồng độ (mol/L, nếu là ion) hoặc áp suất riêng phần
(nếu là chất khí) của Ox1, Ox2, Kh1, Kh2
E0: là sức điện động chuẩn, là sức điện động khi [Ox 1] = [Ox2]= [Kh1]= [Kh2] = 1
(M hoặc atm).
R = 8,314 J/mol.K; T (K) = t0(C) + 273; F = 96500 C/mol.
n là số electron trao đổi trong phản ứng.
Ở 0
0 0,059 [Ox ][Kh ]
1
2
lg
25 C ta có: E = E n[Ox 2 ][Kh1 ]
Lưu ý: Nếu Kh1, Kh2 là chất rắn (kim loại) thì nồng độ của chúng được tính bằng 1M.
0
Ví dụ đối với pin Zn-Cu ở trên, ở 25 C: E = E0 -
0,059
[Zn 2+ ]
2 lg [Cu 2+ ]
• Để xác định thế điện cực của một điện cực người ta quy ước chọn điện cực chuẩn
hiđro, là điện cực gồm một tấm Pt được phủ muội Pt và hấp phụ khí H 2 tại áp suất H2
bằng 1atm, nhúng trong dung dịch axit có nồng độ H+ bằng 1M, làm gốc.
Trên bề mặt điện cực chuẩn hiđro xảy ra cân bằng oxi hóa -khử: 2H+ + 2e ⇔ H2.
Điện cực hiđro chuẩn được viết dưới dạng sơ đồ như sau: H+ (1M) H2 (1atm), Pt Người
ta quy ước thế của điện cực chuẩn hiđro bằng 0 V ở mọi nhiệt độ:
E2H
+
/ H2
= 0,00 V
• Thế của một điện cực là sức điện động của pin điện hóa tạo bởi điện cực chuẩn
hiđro và điện cực cần đo.
Trong pin điện hóa nói trên, nếu điện cực cần đo đóng vai trò là điện cực dương thì
thế của nó có giá trị dương, nếu đóng vai trò là điện cực âm thì thế của nó có giá trị âm.
•
•E
Ox / Kh
Phản ứng xảy ra trên điện cực được quy ước viết dưới dạng: Ox + ne → Kh nên thế
của nó được kí hiệu là
(và được gọi là thế khử vì tương ứng với quá trình khử).
Thế oxi hóa sẽ tương ứng với quá trình ngược lại nên có cùng giá trị nhưng ngược dấu
với thế khử.
Thế của điện cực cũng phụ thuộc vào bản chất của điện cực, nồng độ dung dịch và
nhiệt độ theo phương trình Nernst.
+
EOx/Kh = E Ox0
/ Kh
RT ln [Ox]
nF
[Kh]
Với [Ox], [Kh] là nồng độ (mol/L, nếu là ion) hoặc áp suất riêng phần (nếu là chất khí)
của Ox, Kh.
E 0Ox / Kh : là thế điện cực chuẩn, là thế điện cực khi [Ox] = [Kh] = 1 (M hoặc atm).
Ở 250C: EOx/Kh = E Ox0
+
0,059 ln [Ox]
/ Kh
[Kh]
n
Lưu ý: - Nếu Kh là chất rắn (kim loại) thì nồng độ của chúng được tính bằng 1M.
Ví dụ với điện cực Zn, ở 250C: E Zn2
+
/ Zn
2+
với điện cực Cu, ở 250C: E
Cu
= E 0Zn
2 +
=E0
/ Cu
Cu
/ Zn
2+
/ Cu
+ 0,059 lg[Zn 2+ ]
2
+ 0,059 lg[Cu 2+ ]
2
- Đối với điện cực hiđro ở 250C:
E
+
2H / H
2
= E0
+
2H / H2
+ 0,059 lg [H+ ]2 = 0,059lg[ H+ ] − 0,059 lg P
2
P
2
H2
Nếu PH2 = 1atm thì E2H+ / H2 = 0,059lg[H+ ] = −0,059pH
2.1.3. Sự phụ thuộc của thế điện cực vào pH của dung dịch
H
2
- Nếu phản ứng điện cực có sự tham gia của H+ thì thế của điện cực sẽ phụ thuộc
trực tiếp vào nồng độ H+ (theo phương trình Nernst) tức là phụ thuộc vào pH.
- Đối với các phản ứng điện cực không có sự tham gia của H +, thế của điện cực
cũng có thể phụ thuộc vào pH do pH có ảnh hưởng đến nồng đ ộ của ion tham gia phản
ứng điện cực (thông qua việc tạo kết tủa với các ion này).
2.1.4. Mối liên hệ giữa E, G và K
- Biến thiên năng lượng Gibbs, G, của phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong pin có
liên hệ với sức điện động, E, của pin điện hóa theo biểu thức: G = - nFE.
và ở điều kiện chuẩn: G0 = - nFE0.
Trong điều kiện đẳng nhiệt đẳng áp (T,P = const), phản ứng chỉ có thể tự xảy ra khi
G < 0 ⇒ phản ứng oxi hóa khử trong pin điện hóa chỉ có thể tự diễn ra nếu E = E(+) –
E-(-) > 0 hay E(+) > E(-).
- Mặt khác G0 = - RTlnK ⇒ K = e
nFE
RT
0
với K là hằng số cân bằng của phản ứng
oxi hóa khử xảy ra trong pin điện hóa.
- Với phản ứng tại điện cực (bán phản ứng khử hoặc bán phản ứng oxi hóa) ta cũng
có:
G = - nF E Ox / Kh và G0 = - nF E Ox0
.
/ Kh
2.1.5. Dãy thế điện cực (thế khử) chuẩn của các cặp oxi hóa-khử. Điều kiện xảy ra phản
ứng oxi hóa khử
• Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại.
Điện cực chuẩn kim loại là điện cực gồm kim loại M nhúng trong dung dịch chứa
ion của nó, Mn+, với [Mn+] = 1M.
- Dãy sắp xếp các kim loại theo thứ tự tăng dần thế điện cực chuẩn được gọi là dãy
thế điện cực chuẩn của kim loại, còn gọi là dãy thế điện hóa. Dãy thế điện cực chuẩn của
một số cặp oxi hóa – khử của một số kim loại thông dụng ở 25 0C được tóm tắt trong
dưới đây:
Cặp oxi hóa–
Nửa phản ứng
E0 (V)
khử
Li+/Li
Li+ + e
Li
- 3,029
K+/K
K+ + e
K
- 2,924
Ba2+/Ba
Ba2+ + 2e
Ba
- 2,900
Ca2+/Ca
Ca2+ + 2e
Ca
- 2,987
Na+/Na
Na+ + e
Na
- 2,714
Mg2+/Mg
Mg2+ + 2e
Mg
- 2,363
Al3+/Al
Al3+ + 3e
Al
- 1,660
Mn2+/Mn
Mn2+ + 2e
Mn
- 1,18
Zn2+/Zn
Zn2+ + 2e
Zn
- 0,763
Cr3+/Cr
Cr3+ + 3e
Cr
- 0,74
Fe2+/Fe
Fe2+ + 2e
Fe
- 0,44
Cr3+/Cr2+
Cr3+ + e
Cd2+/Cd
Cd2+ + 2e
Cd
- 0,403
Co2+/Co
Co2+ + 2e
Co
- 0,27
Ni2+/Ni
Ni2+ + 2e
Ni
- 0,25
Sn2+/Sn
Sn2+ + 2e
Sn
- 0,136
Pb2+/Pb
Pb2+ + 2e
Pb
- 0,126
2H+/H2
2H+ + 2e
H2
0,000
Sn4+/Sn2+
Sn4+ + 2e
Sn2+
0,150
Cu2+/Cu
Cu2+ + 2e
Cu
0,337
Fe3+/Fe2+
Fe3+ + e
Fe2+
0,771
Ag+/Ag
Ag+ + e
Ag
0,799
Hg2+/Hg
Hg2+ + 2e
Hg
0,854
Au3+/Au
Au3+ + 3e
Au
1,50
Cr2+
- 0,410
• Dãy thế điện cực chuẩn (thế khử chuẩn) của cặp oxi hóa-khử.
Phản ứng điện cực được quy ước là phản ứng khử nên cũng tương tự như điện cực
kim loại (với cặp oxi hóa khử Mn+/M, và phản ứng khử là Mn+ + ne → M), người ta
cũng xác định được thế khử chuẩn của các cặp oxi hóa-khử bất kì. Dưới đây là thế khử
chuẩn của một số cặp oxi hóa – khử thường gặp.
Cặp oxi hóa–
Nửa phản ứng
E0
(V)
2F-
2,65
khử
F2/2F-
F2 + 2e
Cl2/2Cl-
Cl2 + 2e
2Cl-
1,359
Br2/2Br-
Br2 + 2e
2Br-
1,09
I2/2I-
I2 + 2e
2I-
0,536
O2/H2O
O2 + 4H+ + 4e
O2/OH-
O2 + 2H2O + 4e
1,229
2H2O
4OH-
0,401
O3/O2,H2O
O3 + 2H+ + 2e
O2 + H2O
2,07
O3/O2,OH-
O3 + H2O + 2e
O2 + 2OH-
1,24
2+
MnO−4 /MnO2
MnO−4 /MnO2
/ MnO
0,828
MnO−4 /Mn
MnO−4
H2 + 2OH-
H2O + 2e
H2O/H2
2 −
4
MnO2/Mn
2+
2−
3+
Cr2 O7 / 2Cr
+
Mn2+ + 4H2O
1,51
+
MnO2 + 2H2O
1,70
MnO4− + 8H + 5e
MnO4− + 4H + 3e
MnO4− + 2H2O + 3e
MnO2 + 0,60
4OHMnO4− + e
MnO 42−
MnO2 + 4H+ + 2e
+
Cr O 2− + 14H + 6e
2
7
0,564
Mn2+ + 2H2O
1,23
2Cr3+ + 7H 2O
1,33
CrO42− / Cr(OH)4−
CrO42− + 4H2O + 3e
Cr(OH)4− + -0,13
4OHNO3− / NO
+
NO3− + 4H + 3e
S2 O82− / 2SO 42−
S2 O82− + 2e
2SO 42− / S2 O62−
2SO42− + 4H + 2e
2SO42−
+
SO 42− / SO 32−
0,96
NO + 2H2O
SO 42− + H2O + 2e
1,96
S2O62− + 2H2O -0,25
-
SO 32− + 2OH
0,936
SO 42− / H 2SO3
+
SO 42− + 4H + 2e
H2SO3 + H2O
0,172
• Từ dãy thế điện cực (thế khử) chuẩn người ta có thể:
- Xác định sức điện động chuẩn của pin điện hóa và thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa
khử: E0 (của pin) = E 0(+) - E 0(−) .
- So sánh tính oxi hóa-khử và xác định chiều của phản ứng oxi hóa khử ở điều kiện
chuẩn: Một cách tổng quát:
+ Cặp oxi hóa khử có E0 càng lớn thì tính oxi hóa của dạng oxi hóa càng mạnh, có
E0 càng nhỏ thì tính khử của dạng khử càng mạnh.
+ Dạng oxi hóa của cặp oxi hóa-khử có E0 lớn hơn có thể oxi hóa được dạng khử
của cặp oxi hóa khử có E0 nhỏ hơn.
Như vậy: Phản ứng oxi hóa khử chỉ có thể tự xảy ra theo chiều:
Oxi hóa mạnh + Khử mạnh → Khử yếu hơn + Oxi hóa yếu hơn
Nếu có hai cặp oxi hóa khử liên hợp có thứ tự trong dãy thê điện hóa là
Ox1 ; Ox 2 thì phản ứng oxi hóa khử chỉ có thể xảy ra theo chiều: Ox 2 + Kh1 → Ox1 +
Kh1 Kh 2
Kh2. Quy tắc này còn được gọi là quy tắc α.
Ox1
Ox
2
Kh1
Kh
2
Lưu ý: - Người ta cũng đặt E0 = E0Ox2
/ Kh2
− E0Ox1
/ Kh1
, khi đó E0 được gọi là thế chuẩn
của phản ứng oxi hóa – khử. Như vậy, ở điều kiện chuẩn phản ứng oxi hóa – khử chỉ có
thể tự xảy ra theo chiều E0 > 0.
- Thứ tự trong dãy thế điện hóa chỉ đúng trong dung dịch nước (dung môi là nước) và ở
điều kiện chuẩn (nồng độ của ion bằng 1M, áp suất riêng phần của chất khí bằng 1atm)
và ở 250C.
- Không áp dụng được quy tắc α nếu kim loại phản ứng được với H 2O ở điều kiện
thường. Trong trường hợp này, kim loại sẽ phản ứng với nước để tạo thành dung dịch
kiềm sau đó kiềm sẽ tác dụng với ion kim loại trong muối.
- Khi cho hỗn hợp hai kim loại vào dung dịch một muối hoặc hỗn hợp hai muối thì thứ
tự phản ứng là:
+ Kim loại có tính khử mạnh nhất sẽ phản ứng trước, sau đó đến kim loại có tính
khử yếu hơn.
+ Ion kim loại có tính oxi hóa mạnh nhất sẽ phản ứng trước sau đó đến ion có tính
oxi hóa yếu hơn.
2.2.
Bài tập
2.2.1. Bài tập có hướng dẫn giải:
Bài 1:
Brom lỏng tác dụng được với H3PO3 theo phản ứng:
H3 PO3 + Br2 + H2O → H3PO4 + 2H+ + 2Br1) Tính hằng số cân bằng của phản ứng ở 298K
2) Tính thế điện cực chuẩn Eo(H3PO4/H3PO3) nếu biết Eo(Br2/2Br-) = 1,087V
3) Tính thế điện cực chuẩn Eo(H3PO3/H3PO2) nếu biết Eo(H3PO4/H3PO2)
= 1,087V
Cho biết các số liệu sau ở 298K:
H+(dd) H3PO4(dd) Br-(dd) H3PO3(dd) Br2(l)
H2O(l)
o
∆H tt(kJ/mol)
0
-1308
-141
-965
0
-286
o
0
-108
83
167
152
70
∆S (J/mol.K)
Hướng dẫn:
1) ∆Hopư = -339kJ
∆Sopư = -331JK-1.
∆Gopư = -240,362kJ ⇒ lgK 42,125 ⇒ K = 1,33.1042.
o
o
o
2) ∆G pư = -nFE pư ⇒ E pư = 1,245V
