Bài giảng Hóa học đại cương A (Phần 2) - Hoàng Hải Hậu
CHƢƠNG 6
ĐIỆN HÓA HỌC
6.1. Các phản ứng oxi hóa khử
6.1.1. Phản ứng oxi hóa khử
- Phản ứng oxi hóa khử là phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxy hóa của một
hoặc vài nguyên tố. Trong đó nguyên nhân là có sự chuyển dời hoàn toàn (hoặc một
phần) electrron từ nguyên tử của nguyên tố này sang nguyên tử của nguyên tố kia.
2.1e
-
+
2Na + Cl2 = 2Na Cl
2Na - 2e- = Na+ sự oxi hóa
Cl2 + 2e- = Cl- sự khử
- Quá trình cho electron được gọi là sự oxy hóa
- Quá trình nhận electron được gọi là sự khử
- Chất oxy hóa là chất chứa nguyên tố nhận electron
- Chất khử là chất chứa nguyên tố cho electron.
6.1.2. Thiết lập phƣơng trình phản ứng oxi hóa khử
a/ Phương pháp cân bằng electron
Phương pháp này dựa vào sự bảo toàn electron nghĩa là tổng số electron của chất
khử cho phải bằng tổng số electron chất oxi hóa nhận. Cân bằng theo 5 bước:
Các bước
Cách tiến hành
Viết sơ đồ phản ứng với các chất tham gia
Xác định nguyên tố có số oxi hóa thay đổi
Viết các phương trình:
1
2
3
* Khử
(Cho electron)
* Oxi hóa ( Nhận electron)
Cân bằng electron: Nhân hệ số để:
Tổng số electron cho = Tổng số electron nhận
(hay
soh tăng =
soh giảm) (soh: số oxi hóa)
108
4
5
Cân bằng nguyên tố: nói chung theo thứ tự:
1. Kim loại (ion dương)
2. Gốc axit (ion âm)
3. Môi trường (Axit, bazơ)
4. Nước (Cân bằng H2O là để cân bằng hiđro)
Kiểm soát số nguyên tử oxi ở hai vế (phải bằng nhau)
Ví dụ:
0
2
5
0
Cu
+
H
loãng →
+
N O + H2O
N O 3
Cu ( NO )
3
0
2
3
2
Cu - 2e = Cu
5
2
N
+ 3e =
N
3Cu + 2HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + H2O
-
Sau đó thêm 6 gốc NO3 (trong đó N không thay đổi số oxi hóa) nghĩa là tất cả có
8 HNO3
Cuối cùng ta có:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
b/ Phương pháp cân bằng ion – electron
- Phương pháp này không đòi hỏi phải biết chính xác số oxi hóa của nguyên tố,
nhưng 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:
- Cân bằng theo 5 bước:
Các bước
Cách tiến hành
1
Tách ion, xác định các nguyên tố có số oxi hóa thay đổi và viết các nửa
phản ứng oxi hóa và khử
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 OH-
- Thêm H2O để cân bằng số nguyên tử hiđro
109
- 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
3
Cân bằng electron: Nhân hệ số để:
cho =
nhận (hay
tăng =
giảm
soh
electron
electron
soh
4
5
Cộng các nửa phản ứng, ta có phương trình ion thu gọn
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
Ví dụ:
Cân bằng phương trình phản ứng:
Al + HNO3 → Al(NO3)3 + N2O + H2O
Bước 1:
Tách ion, xác định các nguyên tố có số oxihóa thay đổi và viết các nửa phản ứng
oxihóa khử:
-
-
Al + H+ + NO3 → Al3+ + 3NO3 + N2O + H2O
0
3
Al
→
Al
1
5
N O 3
N
O
→
2
Bước 2:
- Cân bằng số nguyên tử của mỗi nguyên tố ở hai vế của nửa phản ứng:
3
Al → Al
3
2
+ 10H+ → N2O + 5H2O
NO
- Cân bằng điện tích
Al - 3e = Al3+
3
2
+ 10H+ + 8e = N2O + 5H2O
NO
Bước 3:
Cân bằng electron
Al - 3e = Al3+
8
110
+ 10H+ + 8e = N2O + 5H2O
3
3
2
NO
Ta có :
8Al - 24e = 8Al3+
+ 30H+ + 24e = 3N2O + 15H2O
3
6
NO
Bước 4 :
Cộng các nửa phản ứng, ta có phương trình ion thu gọn :
8Al - 24e = 8Al3+
+ 30H+ + 24e = 3N2O + 15H2O
3
6
NO
3
8Al + 6
+ 30H+ = 8Al3+ + 3N2O + 15H2O
NO
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.
3
Phương trình trên ta phải cộng ở hai vế với 24
NO
Ta có:
3
3
3
8Al + 6
+ 30H+ + 24
= 8Al3+ + 3N O + 15H O + 24
NO
2 2
NO
NO
8 Al + 30HNO3 = 8Al(NO3) + 3N2O + 15H2O
Trong các phản ứng oxihóa – 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.
a/ 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+
Ví dụ: KMnO4 + KNO2 + H2SO4 → MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O
2
3
Phản ứng oxi hóa:
Phản ứng khử:
→
NO
NO
4
→ Mn2+
MnO
4
2
5
+ 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O
MnO
+ 2H+
- 2e + H2O =
NO
NO
2
3
4
2
3
2
+ 5
+ 16H+ + 5H O = 2Mn2+ + 8H O + 5
NO
+ 10H+
MnO
NO
2
2
111
Giản ước H+ và H2O ở hai vế, ta có:
4
2
3
2
+ 16H+ 5
= 2Mn2+ + 8H O + 5
NO
2
MnO
NO
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O
b/ 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-
2
2
4
Phản ứng oxihóa:
- 3e →
CrO
CrO
2
2
4
2
3
- 3e + 4OH- =
+ 2H2O
CrO
CrO
2Br + 2e
= 2Br-
2
2
CrO
4
2
+ 8OH- + 3Br = 2
+ 6Br- + 4H2O
CrO
2
2NaCrO2 + 8NaOH + 3Br2 = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O
c/ 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.
Ví dụ: KMnO4 + K2SO3 + H2O → MnO2 + K2SO4 + KOH
4
Phản ứng khử:
+ 3e → MnO2
MnO
2
3
2
4
Phản ứng oxihóa:
- 2e →
SO
SO
4
+ 3e + 2H2O = MnO2 + 4OH-
2
MnO
2
3
2
SO
4
- 2e + 2OH- =
+ H2O
3
SO
4
2
3
2
4
2
+ 4H O + 3
+ 6OH- = 2MnO + 8OH- + 3
SO
+ 3H2O
MnO
SO
2
2
Giản ước: H2O và OH- ta có:
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
6.2. Điện cực
112
6.2.1. Lớp điện tích kép
* Nhúng một tấm kim loại (ví dụ: Zn) vào nước thì một cân bằng động được
thiết lập nhanh chóng:
M + mH2O - ne- ⇌ Mn+.mH2O (trong dung dịch)
* Kết quả: giữa bề mặt kim loại và dung dịch xuất hiện một lớp điện tích kép và
sinh ra một hiệu thế cân bằng.
* Khả năng chuyển ion từ kim loại vào nước phụ thuộc vào năng lượng mạng
lưới tinh thể của kim loại và năng lượng hiđrat hóa của ion kim loại. Khả năng đó của
các kim loại là khác nhau nên mỗi kim loại có một thế riêng.
Ví dụ: Thế của kẽm về giá trị lớn hơn thế của đồng.
* Nếu nhúng tấm kim loại vào dung dịch muối kim loại đó, cân bằng tương tự
vẫn tồn tại.
6.2.2. Điện cực
- Hệ gồm một tấm kim loại nhúng trong dung dịch một muối của kim loại đó
được gọi là điện cực
- Hiệu thế cân bằng sinh ra giữa mặt kim loại và lớp dung dịch bao quanh kim
loại được gọi là thế điện cực
Ví dụ: Thanh kẽm tiếp xúc dung dịch ZnSO4
n
- Sơ đồ điện cực:
M
M
- Phản ứng điện cực:
Mn+ + ne- = M
Ví dụ: Zn2+ + 2e- = Zn
6.3. Nguyên tố điện hóa (Nguyên tố Ganvani)
a/ Khái niệm
Nguyên tố điện hóa hay nguyên tố Ganvani còn được
gọi là nguồn điện hóa học là một hệ điện hóa cho phép biến
đổi năng lượng của phản ứng hóa học trên điện cực thành
điện năng
b/ Cấu tạo
Nguyên tố điện hóa gồm hai điện cực bằng kim loại
113
được nhúng vào dung dịch điện phân. Ví dụ : Điển hình cho nguyên tố điện hóa là
nguyên tố Đanien-Jacobi hay Pin Daniell gồm :
. Bản đồng và kẽm được dùng làm điện cực và nhúng vào dung dịch đồng sunfat
và kẽm sunfat tương ứng có nồng độ xác định.
. Hai dung dịch này được ngăn cách bằng vách ngăn xốp để tránh sự pha trộn của
chúng.
c/ Hoạt động
- Nếu hai điện cực này được nối nhau bằng dây dẫn ở mạch ngoài
- Khi đó hiệu thế đo được E sẽ được gọi là suất điện động (viết tắt là sđđ) của
nguyên tố ganvani.
Điện cực Zn được gọi là anod, tại đó xảy ra quá trình :
Cực âm : xảy ra quá trình khử.
Điện cực Cu là catot, tại đó xảy ra quá trình :
Cực dương : xảy ra quá trình oxi hóa.
Đối vơi toàn bộ nguyên tố, quá trình oxi hóa khử bằng tổng các quá trình xảy ra
trên từng điện cực (bán nguyên tố).
d/ Sơ đồ pin
Sơ đồ nguyên tố điện hóa Đanien-Jacobi được viết một cách ngắn gon như sau :
( )Zn ZnSO
CuSO
Cu ( )
4
4
. Ranh giới phân chia điện cực và dung dịch được ghi bằng một vạch dọc, còn
ranh giới hai dung dịch được ghi bằng hai vạch.
. Anot được viết ở bên trái, catot ở bên phải. Electron (tích điện âm) dời cực Zn
(cực âm) tới cực Cu (cực dương).
6.4. Thế điện cực tiêu chuẩn
a/ Định nghĩa
- Điện cực chuẩn so sánh được quốc tế chấp nhận là điện cực hiđro tiêu chuẩn
0
(áp suất khí H2 bằng 1atm và nồng độ
C
1mol / l ) bằng không (
E
= 0).
2
H
H
- Muốn xác định thế tương đối của một điện cực nào đó, người ta ghép điện cực
đó với điện cực hiđro chuẩn thành một pin điện.
114
⇒ Thế điện cực tiêu chuẩn của một cặp oxi hóa – khử liên hợp chính là suất điện
động của một pin ráp bởi điện cực chuẩn của cặp oxi hóa – khử liên hợp đó với điện
cực hidro tiêu chuẩn
Ví dụ1 : Cần xác định thế điện cực tiêu chuẩn của điện cực đồng. Ta ráp hai điện
cực đồng tiêu chuẩn sau thành một pin, sức điện động đo được của pin là 0,34V ở
250C.
Ví dụ 2: Cần xác định thế điện cực tiêu chuẩn của điện cực kẽm. Ta ráp điện cực
kẽm tiêu chuẩn với điện cực hidro tiêu chuẩn thành một pin có sức điện động đo được
là 0,76V ở 250C
b/ Quy ƣớc
Người ta lấy quy ước rằng
Điện cực âm : xảy ra quá trình khử.
Điện cực dương : xảy ra quá trình oxi hóa.
Ví dụ : Trong pin kẽm – hiđro, điện cực Zn là điện cực âm và có thế điện cực âm
còn trong pin đồng – hiđro, điện cực Cu là điện cực dương và có thế điện cực dương
Chú ý :
Thế điện cực chuẩn (nồng độ = 1M) còn gọi là thế oxihóa – khử chuẩn.
Phản ứng anot là phản ứng oxihóa, điện thế của điện cực anot được gọi là thế
oxihóa.
Điện thế sản ra bởi điện cực catot được gọi là thế khử.
Có thể lập bảng bao gồm thế khử hoặc thế oxy hóa, song theo quy ước quốc tế
người ta chỉ lập bảng với thế điện cực khử tiêu chuẩn.
VD : Li+ + e- = Li E0(volt) = -3,045
K+ + e- = K
E0(volt) = -2,925
c/ Ý nghĩa của thế điện cực chuẩn
- Thế điện cực chuẩn càng âm, dạng khử của nó là chất khử càng mạnh và dạng
oxi hóa càng yếu
- Thế điện cực chuẩn càng dương, dạng oxi hóa của nó là chất oxi hóa càng mạnh
và dạng khử là chất khử càng yếu.
Trong dãy điện hóa, người ta sắp xếp các thế điện cực theo chiều tăng dần khả
năng oxi hóa của của dạng oxi hóa và chiều giảm dần khả năng khử của dạng
khử. Những nguyên tố có thế điện cực chuẩn bé là có tính khử mạnh và những
nguyên tố có thế điện cực chuẩn lớn là có tính oxi hóa mạnh.
115
- Dựa vào thế điện cực chuẩn, có thể xác định dễ dàng sức điện động chuẩn của
pin tạo nên bởi hai điện cực bất kỳ:
Sức điện động của pin = thế của điện cực dương – thế của điện cực âm
Ví dụ 1: Sức điện động chuẩn của pin kẽm – hiđro:
E0 = E 0H E 0 0,00 ( 0,76 ) 0,76 V
Zn
2
Ví dụ 2: Sức điện động chuẩn của pin đồng – hiđro:
E0 = E 0Cu E 0H 0,34 0,00 0,34 V
2
Ví dụ 3: Sức điện động chuẩn của pin kẽm – đồng:
E 0Cu E 0Zn 0,34 (0,76 ) 1,1V
E0 =
Ví dụ 4: Sức điện động chuẩn của pin magie – kẽm là:
E0 = E 0Zn E 0Mg 0,76 ( 2,36 ) 1,6 V
- Dựa vào suất điện động của pin người ta có thể xác định trực tiếp biến thiên
năng lượng Gibbs của phản ứng oxy hóa – khử. Đây là một trong những phương pháp
nhạy bén nhất để xác định năng lượng Gibbs của phản ứng vì sức điện động của pin
điện có thể đo được với độ chính xác cao. Thật vậy sức điện động của pin điện liên
quan tới năng lượng Gibbs của phản ứng bởi hệ thức :
G = -nFE
Và ở các điều kiện chuẩn:
0 = -nFE0
G
E0 và E là sức điện động ( bằng V) của pin ở điều kiện chuẩn và ở điều kiện
khác với điều kiện chuẩn
F là hằng số Farađay bằng 96500 culông/ đương lượng gam
0
G
và G là biến thiên năng lượng Gibbs (tính bằng J) ở điều kiện chuẩn và
điều kiện bất kỳ
n là số electron tối thiểu được trao chuyển trong phản ứng oxihóa – khử.
Như vậy, phản ứng trong pin sẽ tự phát xảy ra khi G < 0, nghĩa là khi E > 0 thì
phản ứng sẽ xảy ra theo chiều thuận. Còn ngược lại E < 0 thì phản ứng xảy ra theo
116
chiều nghịch. Như vậy dựa vào thế điện cực chuẩn người ta dự đoán được chiều của
phản ứng oxihóa – khử xảy ra trong dung dịch nước.
Ví dụ: Phản ứng dưới đây có tự diễn biến hay không? (Tất cả các chất ở trạng thái
chuẩn)
Sn2+ + 2I- → Sn + I2
Giải:
Sự oxy hóa: 2I- - 2e- → I2
Sự khử:
Sn2+ + 2e- → Sn
E0 = -0,54V
E0 = -014V
Phản ứng: Sn2+ + 2I- → Sn + I2 E0 = -0,68V
Vì sức điện động âm, phản ứng trên không xảy ra, phản ứng ngược lại tự diễn biến:
Sn + I2 → Sn2+ + 2I-
6.5. Phƣơng trình NERNST
Sự phụ thuộc của thế điện cực cũng như sức điện động của pin theo nồng độ
được mô tả định lượng bằng phương trình Nernst:
0 ,0592
lg Q
E = E0 -
(ở 250C)
n
Trong đó:
E0: Thế điện cực tiêu chuẩn của điện cực hoặc sức điện động (đkc) của
pin.
n: Số electron tham gia
Q: Biểu thức định luật tác dụng khối lượng
6.6. Hằng số cân bằng
Khi hệ phản ứng oxi hóa – khử ở trạng thái cân bằng, E của hệ bằng không. Như
thế ta có:
0,0592
n
0 = E0 -
ở 250K
lg K
Vậy:
0 ,0592
E0 =
lg K
n
117
0
nE
0 ,0592
K 10
Biểu thức cho phép ta xác định hằng số cân bằng phản ứng oxy – hóa khử K từ
giá trị E0 và ngược lại.
Ví dụ: Tính hằng số cân bằng K của phản ứng:
Sn + 2Ag = Sn2+ + 2Ag E0 = +0,936V
Giải:
0
nE
2 0,936
lgK =
31 ,621
0,0592
0,0592
31
⇒ K = 4,18 10
6.7. Sự điện phân
6.7.1. Định nghĩa
* Điện phân là quá trình oxy hóa – khử xảy ra trên bề mặt các điện cực khi cho
dòng điện một chiều đi qua chất điện ly ở trạng thái nóng chảy hoặc dung dịch.
Ví dụ: Viết các quá trình điện cực xảy ra khi cho dòng điên một chiều đi qua
muối ăn nóng chảy ở nhiệt độ 8500C với hai điện cực graphit. Nêu phản ứng tổng quát:
Giải:
Trước khi cho dòng điện một chiều đi qua, muối ăn nóng chảy điện ly thành các
ion và chuyển động hỗn loạn:
NaCl → Na+ + Cl-
Khi có dòng điện một chiều đi qua, cation Na+ dời về cực âm, ở đó xảy ra quá
trình khử (Catot), anion Cl- dời về cực dương, ở đó xảy ra quá trình oxy hóa
(Anot):
Na+ + 1e → Na
Cl- - 1e → 1/2Cl2↑
đp
Phản ứng tổng quát: NaCl
Na + 1/2Cl2↑
(Người ta thường điện phân nóng chảy các halogenua kim loại và hyđroxyt kim loại
kiềm.)
1. Catot
118
Các cation về catot và nhận electron theo thứ tự nói chung từ sau ra trước của dãy điện
hóa
a/ Thứ tự nhận electron
Cation về catot, nhận electron theo thứ tự từ sau ra trước
Al
Ion kim loại
trung bình
Fe
Ion kim loại mạnh H+ của
H+ của
axit
Ion kim loại yếu
nước
b/ Sản phẩm tạo thành
- Nói chung : Mn+ + ne = M (đơn chất)
- Riêng với ion H+ :
+ Của axit : 2H+ + 2e = H2↑
+ Của nước:
2H2O ⇌ 2H+ + 2OH-
2H+ + 2e = H2↑
2H2O + 2e = H2↑ + 2OH-
2. Anot
Anion về anot, nhường electron theo thứ tự từ sau ra trước
Anion có oxi và F-
OH- của nước
OH- của bazơ
Anion không có oxi và RCOO-
a/ Thứ tự nhường electron
- Anion không có oxi (Cl-, Br-, S2-…) và gốc axit hữu cơ (RCOO-)
- Anion OH- (OH- của bazơ ưu tiên hơn của nước)
119
2-
- Anion có oxi (O2-, SO4 ,…) và F-
b/ Sản phẩm tạo thành
- Anion đơn nguyên tố: nhường electron tạo đơn chất tương ứng:
S2- - 2e = S
2Cl- - 2e = Cl2↑
2O2- - 4e = O2↑
- Anion đa nguyên tố: nhường electron thường tạo gốc tự do, gốc tự do không
bền sẽ biến đổi bằng cách phân tích, cặp đôi để tạo thành sản phẩm bền hơn:
2OH- - 2e = 1/2O2 + H2O
2-
2-
2SO4 - 2e = S2O8 (ion pesunfat)
- Riêng với OH-:
+ Của bazơ: 2OH- - 2e = 1/2O2 + H2O
+ Của nước:
2H2O ⇌ 2H+ + 2OH-
2OH- - 2e = 1/2O2↑ + H2O
H2O - 2e = 1/2O2↑ + 2H+
Tóm lại:
Cách viết phản ứng điện phân của một dung dịch bất kỳ:
- Viết các phương trình điện li
- Viết các phương trình cho – nhận electron ở các điện cực
- Phương trình điện phân: cộng hai quá trình nhận electron ở catot và nhường
electron ở anot.
6.7.2. Định luật Faraday
a/ Định luật 1: “Khối lượng chất thoát ra tỉ lệ thuận với điện lượng qua bình
điện phân”
m = kQ
Hằng số tỉ lệ k được gọi là đương lượng điện hóa, về giá trị của nó đúng bằng
khối lượng chất thoát ra ở điện cực khi có một đơn vị điện lượng đi qua bình
điện phân.
120
Điện lượng Q có thể tính theo đơn vị Faraday điện lượng (F), ampe giờ (Ah)
hay coulomb (C) với: 1F = 26,8Ah = 96500C
b/ Định luật 2:“Những điện lượng như nhau làm thoát ra cùng một đương
lượng gam chất”
Q1 = Q2 ⇒ n1’= n2’
Cứ một Faraday điện lượng (hoặc 26,8Ah hoặc 965020C) qua bình điện phân
làm thoát ra 1 đương lượng gam chất bất kỳ
Công thức Faraday: m = AIt
nF
Trong đó:
m: lượng đơn chất thu được ở điện cực (gam)
A: Khối lượng mol nguyên tử của nguyên tố tạo nên đơn chất (gam/mol)
n: Số electron trao đổi trong phản ứng ở điện cực
I: Cường độ dòng điện (Ampe)
t: Thời gian điện phân (giây)
F: Hằng số Faraday = 96500 (với I tính theo Ampe và t tính theo giây)
I.t = q: điện lượng (coulomb)
A
: Đương lượng gam của chất được giải phóng ở điện cực.
n
121
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƢƠNG 6
1. Phản ứng oxi hóa - khử thông thường và phản ứng oxi hoá - khử xảy ra trong
pin và trong bình điện phân có gì giống và khác nhau? Cho ví dụ.
2. Trình bày nguyên tắc biến hoá năng thành điện năng. Pin là gì? Viết ký hiệu
của pin, các phản ứng xảy ra ở điện cực và trong pin khi pin hoạt động, xác
định chiều chuyển động của dòng electron, dòng điện, các ion. Cách tính sức
điện động của pin.
3. Thế nào là thế điện cực, thế điện cực tiêu chuẩn? Dùng bảng thế điện cực tiêu
chuẩn để xét chiều của phản ứng oxi hoá- khử như thế nào? Cho ví dụ.
4. Thế nào là sức điện động chuẩn của pin? Thế điện cực và sức điện động của pin
phụ thuộc vào những yếu tố nào?
5. Hãy thiết lập công thức tính hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá- khử. Hãy
nhận định về chiều và mức độ diễn biến của phản ứng dựa vào hằng số cân
bằng.
6. Phát biểu định luật Farađây cho sự điện phân.
7. Cân bằng các phản ứng sau đây bằng phương pháp electron và ion- electron.
Xác định chất oxi hoá, chất khử? Sự oxi hoá, sự khử? Ghi rõ các cặp oxi hoá-
khử trong các phản ứng:
a/ HI + H2SO4 ---> I2 + H2S + H2O
b/ NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 ---> NaNO3 + K2 SO4 + MnSO4 + H2O
c/ H2S + HNO3 ---> S + NO2 + H2O
d/ Cl2 + KOH ---> KCl + KClO3 + H2O
e/ Cl2 + Ca(OH)2 ---> CaCl2 + Ca(ClO)2 + H2O
f/ K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 ---> K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + H2O
8. Phản ứng nào sau đây có thể tự xảy ra. Các chất ở trạng thái chuẩn (sử dụng
bảng thế điện cực tiêu chuẩn):
a/ Zn + 2H+ = Zn2+ + H2
b/ Cu + 2H+ = Cu + H2
c/ I2
d/ Fe + 2Fe3+ = 3 Fe2+
+ 2Fe2+ = 2I-
+ 2Fe3+
e/ Sn4+ + 2Fe2+ = Sn2+ + 2Fe3+
9. Có pin tạo nên từ thanh kẽm nhúng vào dung dịch Zn(NO3)2 0,1 M và thanh chì
nhúng vào Pb(NO3)2 0,02 M. Tính sức điện động của pin, viết các phản ứng xảy
122
ra ở các điện cực, trong pin, viết ký hiệu của pin, chỉ chiều chuyển động của
0
0
electron và các ion. (Zn2+/Zn) = -0,76 V, (Pb2+/Pb) = -0,126V
10. Xét phản ứng: Sn + Pb2+ = Sn2+ +Pb
0
0
Biết: (Sn2+/Sn) = -0,136 V, (Pb2+/Pb) = -0,126 V
a/ Phản ứng xảy ra theo chiều nào ở trạng thái chuẩn? Tính hằng số cân
bằng và xét mức độ diễn biến.
b/ Giảm nồng độ Pb2+ còn 0,1 M, phản ứng xảy ra theo chiều nào? Vì sao?
11. Pin (-) Sn/Sn2+ // Ag+0,5 M/ Ag (+) có sức điện động bằng 1,09 V. Tính nồng độ
Sn2+ trong pin.
0
0
12. Biết (Co2+/Co) = -0,277 V, (Ni2+/Ni) = -0,25 V
Xét chiều phản ứng giữa hai cặp: Co2+/Co và Ni2+/Ni
a/ Khi nồng độ các chất bằng 1 M
b/ Khi C
c/ Khi C
= 1 M và C
= 0,01M
2
2
Co
Ni
= 0,01 M và C
= 1M
2
2
Co
Ni
Cho ý kiến nhận xét về chiều phản ứng khi giảm nồng độ Co2+ hoặc Ni2+
0
2-
0
13. Biết: (Cr2O7 /Cr3+) = 1,33 V, (Cl2/2Cl-) = 1,36 V
a/ Viết phản ứng xảy ra giữa các chất của hai cặp oxi hoá – khử trên ở điều kiện
chuẩn.
b/ Tính hằng số cân bằng của phản ứng và nhận xét về mức độ phản ứng.
c/ Khi tăng nồng độ H+ lên 2 lần (nồng độ các chất khác không đổi) phản ứng
xảy ra theo chiều nào?
14. Biết sức điện động của hai pin sau :
(-) Zn / Zn2+// Pb2+ / Pb (+) có E0 = 0,637 V
(-) Pb / Pb2+// Cu2+ / Cu (+) có E0 = 0,463 V
Tìm sức điện động của pin: (-) Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu (+) ở điều kiện chuẩn.
15. Viết các phản ứng điện ở điện cực và phản ứng tổng quát điện phân:
a/ Dung dịch CuBr2 (hai cực là than chì)
b/ Dung dịch H2SO4, NaOH, KNO3 (hai cực là Pt)
c/ Dung dịch NiSO4 (hai cực là Ni)
16. Cho dòng điện 3,7 A qua bình điện phân dung dịch NiSO4 trong 6 giờ (điện cực
Ni). Hỏi:
123
a/ Khối lượng anốt biến đổi thế nào?
b/ Nồng độ NiSO4 sau khi điện phân?
17. Chọn phát biểu sai:
a/ Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxi hoá của
một hay vài nguyên tố.
b/ Quá trình cho electron được gọi là sự oxi hoá. Quá trình nhận electron được
gọi là sự khử.
c/ Chất oxi hoá là chất chứa nguyên tố cho electron. Chất khử là chất chứa
nguyên tố nhận electron.
d/ Trong phản ứng trao đổi không có sự cho hay nhận electron.
18. Cho phản ứng: Cu + 2Fe3+ ---> Cu2+ + 2Fe2+. Chọn phát biểu đúng:
a/ Ion Fe3+ là chất khử
b/ Cu2+ có tính oxi hoá yếu hơn Fe3+
c/ Cu2+/ Cu và Fe2+ / Fe3+ là hai cặp oxi hoá – khử trong phản ứng
d/ Fe2+ có tính khử mạnh hơn Cu2+
19. Chọn phát biểu đúng:
a/ Điện cực là hệ gồm một thanh dẫn điện tiếp xúc với dung dịch điện li.
b/ Trong pin anốt (cực âm) là điện cực tại đó xảy ra quá trình oxi hoá, còn catốt
(cực dương) là điện cực tại đó xảy ra quá trình khử.
c/ Electron từ cực dương theo dây dẫn ở mạch ngoài di chuyển đếùn điện cực
âm.
d/ Quá trình oxi hoá – khử trong pin đồng – kẽm xảy ra hoàn toàn giống như
khi nhúng thanh kẽm vào dung dịch CuSO4.
20. Cho sơ đồ nguyên tố Ganvani:
(-) Zn(r) / Zn2+ (dd) // Ag+ (dd) / Ag (r) (+)
Phát biểu nào dưới đây sai:
a/ Kim loại kẽm ta dần khi pin làm việc.
b/ Dòng electron từ điện cực kẽm theo dây dẫn di dhuyển tới điện cực bạc.
c/ Chiều dòng điện theo qui ước được tính từ cực kẽm tới cực bạc.
d/ Các quá trình điện cực và phản ứng tổng quát xảy ra trong pin là:
124
Anot :
Catot :
Zn
- 2e
---> Zn2+
---> 2Ag
2Ag+ + 2e
Phản ứng trong pin
:
Zn + 2Ag+ --->Zn2+ + 2Ag
21. Biết thế khử tiêu chuẩn của hai cặp oxi hoá -khử liên hợp:
0
Fe3+ + e ---> Fe2+
= +0.77 V
0
Cu2+ + 2e ---> Cu = +0.34 V
Phản ứng nào sau đây diễn ra tự phát:
a/
b/
c/
d/
2Fe2+ + Cu ---> 2Fe3+ + Cu2+
2Fe3+ + Cu2+ ---> 2 Fe2+ + Cu
2Fe2+ + Cu2+ ---> 2Fe3+ + Cu
2Fe3+ + Cu ---> 2Fe2+ +Cu2+
Biết thế khử tiêu chuẩn của các cặp sau:
22.
0
Ag+ + e ---> Ag
Zn2+ + 2e ---> Zn
= +0.799 V
= -0,763 V
0
Cách tính sức điện động nào sau đây phù hợp với pin:
(-) Zn (r) / Zn2+1 M// Ag+1 M / Ag (+)
a/ (+0,799) + (-0,763) = +0,036 V
b/ (+0,799) - (-0,763) = +1,562 V
c/
(-0,763) - (+0,799) = -1,562 V
d/ Chưa đủ điều kiện để tính.
23. Biết 0(Cu2+/Cu) = 0,337 V. Thế điện cực khử của điện cực đồng khi đồng
nhúng vào dung dịch CuSO4 0,01 M ở 250C là:
a/ +0,278 V b/ +0,396 V
c/ –0,278 V
d/ –0,396 V
24. Khi điện phân dung dịch một muối, giá trị pH ở khu vực gần một điện cực tăng
lên. Ta đang điện phân dung dịch muối:
a/ CuSO4
b/ AgNO3
c/ KCl
d/ ZnBr2
125
CHƢƠNG 7
ĐẠI CƢƠNG VỀ HÓA HỌC HỮU CƠ
7.1 Định nghĩa và đối tƣợng nghiên cứu của hóa học hữu cơ
Trong số các nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn, cacbon là một nguyên tố
rất đặc biệt ở chỗ: các nguyên tử cacbon có thể kết hợp với nhau và với nguyên tử của
các nguyên tố khác tạo nên khoảng hơn hai mươi triệu hợp chất khác nhau, đấy là
những hợp chất của cacbon. Trong khi đó, tất cả nguyên tố còn lại chỉ có thể tạo nên
được hơn một triệu hợp chất không chứa cacbon.
Các hợp chất của cacbon được gọi là hợp chất hữu cơ, trừ một số ít hợp chất
đơn giản như các oxit của cacbon, các muối cacbonat và cacbua kim loại.
Ngành hóa học chuyên nghiên cứu các hợp chất hữu cơ, tức các hợp chất của
cacbon, được gọi là Hóa học hữu cơ.
Vì các hợp chất hữu cơ gồm hai loại chính là hiđrocacbon và các dẫn xuất của
chúng, nên cũng có thể coi Hóa học hữu cơ là ngành hóa học chuyên nghiên cứu
hiđrocacbon và các dẫn xuất của hiđrocacbon.
Vậy đối tượng nghiên cứu của Hóa học hữu cơ là các hợp chất của cacbon, bao
gồm hiđrocacbon và các dẫn xuất của chúng.
7.2 Đặc điểm chung của các hợp chất hữu cơ
7.2.1. Cấu tạo
- Chứa C, ngoài ra còn H, O, N, halogen, S, P và các nguyên tố khác.
- Liên kết: thường là liên kết cộng hóa trị, ít có liên kết ion.
- Nguyên tử C liên kết với nhau và liên kết với các nguyên tố khác nên tạo
thành mạch hở hoặc mạch vòng.
7.2.2. Tính chất vật lý
- Kém bền nhiệt nên dễ bị phân hủy bởi nhiệt, đa số cháy khi bị đốt.
- Phản ứng: thường diễn ra chậm, không hoàn toàn, và không theo một hướng
nhất định do đó tạo nhiều sản phẩm phụ.
7.2.3. Phân loại các hợp chất hữu cơ
7.2.3.1. Phân loại theo nhóm chức
Các hợp chất hữu cơ có thể được phân chia thành hai loại chính là hiđrocacbon
(phân tử chỉ cấu thành bởi hai nguyên tố C và H) và các dẫn xuất của hiđrocacbon
(một hay nhiều nguyên tử H trong phân tử hiđrocacbon được thay thế bằng một hay
nhiều nguyên tử khác).
126
Các dẫn xuất của hiđrocacbon là những hợp chất có nhóm đặc trưng hay nhóm
chức; hiđrocacbon cũng có thể có nhóm chức. Nhóm chức là nhóm nguyên tử hoặc
nguyên tử quyết định đặc tính hóa học của phân tử hữu cơ. Sau đây là một số nhóm
chức chính:
- Nằm trong mạch C: anken (C = C) ; ankin
C C
- Chứa oxi: ancol (-OH); ete (C-O-C); anđehit (-CH=O); axit (-COOH)
- Chứa nitơ: amin (-NH2); nitrin
C N
- Chứa cả oxi và nitơ: amit (-CO-NH2); nitro (-NO2)
- Chứa lưu huỳnh: thiol (-SH); thioete (-S-)
- Chứa nguyên tử Halgen: dẫn xuất clo (-Cl); dẫn xuất brom (-Br)
7.2.3.2. Phân loại theo mạch cacbon
Hợp chất hữu cơ
Hợp chất không vòng
Hợp chất vòng
HC no
HC không no
HC đồng vòng
HC dị vòng
Không thơm
thơm
Không
thơm
thơm
No
Không no
7.2.4. Công thức cấu tạo, thuyết cấu tạo hóa học
7.2.4.1. Công thức cấu tạo
127
Tải về để xem bản đầy đủ
95 trang
16/04/2022
1200
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Hóa học đại cương A (Phần 2) - Hoàng Hải Hậu", để tải tài liệu gốc về máy hãy click vào nút Download ở trên
File đính kèm:
- bai_giang_hoa_hoc_dai_cuong_a_phan_2_hoang_hai_hau.pdf
