Bài giảng Hóa đại cương - Phạm Thị Thanh

g trình nêu lên mối
liên hệ giữa thế điện cực kim loại và cặp oxi hóa khử với nồng độ của các iôn có
trong dung dịch như sau:
a. Thế điện cực của điện cực kim loại ở 250C và nồng độ của ion kim loại ≠ 1M.
   nMMnoMMn Mn lg059,0// 
Ví dụ: Zn2+ +2e =Zn
   2// lg059,022 ZnnZnZnoZnZn 
b. Thế oxi hoá khử của một cặp oxi hoá khử .
Trong một cặp oxi hoá khử có phương trình liên hệ như sau
aOx + ne bKh
 Ta có   b
a
khoxhokhoxh n Kh
oxhlg059,0//  
c. Thế oxi hoá khử của một cặp oxi hoá khử có môi trường tham gia.
Phương trình liên hệ có dạng:
aOx + ne + CH+  bKh + c/2 H2O   
 b
a
khoxhokhoxh
H
n Kh
.oxhlg059,0//

 
Ví dụ: MnO4- + 5e + 8H+  Mn2+ + 4H2O    

  2
8
4// Mn
.MnOlg5
059,02424
H
MnMnOoMnMnO

d. Một số ví dụ:
Ví dụ 1: Xét xem thiếc kim loại có thể tan trong dung dịch axit mạnh có nồng
độ =1(mol/l) hay không?
 Giải
Qua bảng các thế điện cực chuẩn, ta thấy ở nhiệt độ thường:
Nửa phản ứng: Sn2+ + 2e = Sno có thế điện cực chuẩn ε0= -0,14 V
Và nửa phản ứng: H+ + e = H2 có thế điện cực chuẩn ε0= 0,00VNhư vậy, trong pin thiếc - hiđro, điện cực hiđro là điện cực dương và điện cực
thiếc là điện cực âm, nghĩa là Sn chuyển electron sang điện cực Hiđro và pin có
sức điện động: E0 = 0,00 - (-0,14) = 0,14 V
Sức điện động của pin có giá trị dương ( E > 0 hay G < 0) cho thấy phản
ứng:
Sn + 2H+ = Sn2+ + H2
62
Xảy ra một cách tự phát, nghĩa là thiếc kim loại có thể tan trong axit có nồng
độ 1N.
Khi ghép hai điện cực với nhau, ở điện cực có thế lớn, nửa phản ứng xảy ra
theo chiều thuận và ở điện cực có thế bé, nửa phản ứng xảy ra theo chiều nghịch.
Trong trường hợp pin thiếc - hiđro ta có:
2H+ + 2e = H2Và: Sn = Sn2+ + 2e
Qua ví dụ này rút ra một kết luận chung: Những kim loại có thế điện cực
chuẩn ε0<0 có thể tan trong dung dịch axit giải phóng hiđro.
Ví dụ 2:
Crom kim loại có thể đẩy được sắt ra khỏi dung dịch của muối sắt (III) hay
không?
Giải
Qua bảng các thế điện cực chuẩn ta thấy:
Nửa phản ứng: Cr3+ + 3e = Cr có thế điện cực chuẩn ε0 = -0,74 V
Và nửa phản ứng: Fe3+ + 3e = Fe có thế điện cực ε0 = - 0,04 V
 Vì - 0,04 V > - 0,74V Nên nửa phản ứng thứ hai xảy ra theo chiều thuận và nửa
phản ứng thứ nhất xảy ra theo chiều nghịch: Cr = Cr3+ + 3e
Fe3++ 3e = Fe
Hay phản ứng: Cr + Fe3+ = Fe + Cr3+
Xảy ra, nghĩa là crôm kim loại tan và sắt kim loại được kết tủa vì phản ứng đó
có: E0 = - 0,04 - (- 0,74)= 0,70 V
 Vậy: Kim loại có thế điện cực chuẩn bé đẩy được kim loại có thế điện cực
chuẩn lớn hơn ra khỏi dung dịch muối của nó.
IV. Một số thế điện cực
1. Điện cực khí
* Điện cực hidro chuẩn: (Pt) H2/2H+ 1MGồm bản Pt có phủ muội Pt nhúng trong dung dịch có chứa ion H+. Khí H2được thổi vào với áp suất 1 atm và được hấp phụ trên tấm muội Pt.
Trên điện cực xảy ra phản ứng: H2  2H+ + 2e 2/2/2 lg2059,022   HHHoHH 
 Nếu [H+] = 1mol/l ta có điện cực hyđro tiêu chuẩn ε0(H2/2H+) = 0,00V
Hình 3
Điện cực hidro chuẩn được dùng để xác định thế oxi - hóa khử chuẩn của các
cặp oxi - hóa khử.
63
2. Điện cực oxi - hóa khử
Gồm thanh kim loại trơ như Pt, Au nhúng trong dung dịch chứa đồng thời hai
dạng oxi hóa và dạng khử của một cặp oxi - hóa khử.
Ví dụ:
(Pt)/Fe3+, Fe2+ ; (Pt) / MnO4-, Mn2+, H+Kim loại trơ đóng vai trò tiếp nhận và chuyển electron giữa hai dạng oxi - hóa
và dạng khử  
  b
a
khoxhokhoxh n Kh
oxhlg059,0//  
Điện cực oxi hoá khử của sắt:
 Fe3+ + e  Fe2+   

  2
3
// Fe
Felg1
059,02323 FeFeoFeFe 
Hình 4
V. Sự điện phân
1. Định nghĩa
 Sự điện phân là quá trình oxy hóa - khử xảy ra trên bề mặt điện cực khi cho
dòng điện một chiều đi qua dung dịch chất điện ly hay qua chất điện ly nóng
chảy và có kèm theo sự biến đổi điện năng thành hóa năng.
2. Hiện tượng điện phân:
 Để hiểu rõ bản chất sự điện phân, ta quan sát hiện tượng xảy ra khi điện phân
NaCl nóng chảy.
Khi nóng chảy, NaCl phân li thành các ion Na+ và Cl- chuyển động hỗn loạn.
Trong bình điện phân, nếu ta áp đặt vào bình 1 điện trường tức là nối với nguồn
điện một chiều thì các ion không chuyển động tự do mà chuyển động định
hướng: các cation hướng về Catod (cực âm) và các anion về Anod (cực dương).
- Ở Catod: 2Na+ + 1e 2Na ( p/ư Catod)
- Ở Anod: 2Cl- Cl2 + 2e (p/ư Anod)
 2Na+ + 2Cl-  2Na + Cl2
hay 2NaCl dpnc 2Na + Cl2
 Các ion Na+ và Cl- đóng vai trò dẫn điện giữa các điện cực, khí Cl2 thoát rakhỏi bình điện phân, còn Na nóng chảy bị tách ra ở vùng Catod.
3. Các trường hợp điện phân
a. Điện phân nóng chảy:
64
 Điện phân nóng chảy dùng để điện phân một số muối (chủ yếu muối
halogenua), oxit, hiđrôxit của kim loại kiềm, kiềm thổ, nhôm nhằm mục đích
điều chế những kim loại đó và một số phi kim như F2.Ví dụ 1:
Điện phân Al2O3: Al2O3 dpnc 2Al3+ + 3O2-
 Catod: Al3+ + 3e  Al  x 4
 Anod: 2O2-  O2 + 4e  x 3
2Al2O3 dpnc 4Al + 3O2Ví dụ 2: Điện phân NaOH: NaOH dpnc Na+ + OH-
 Catod: Na + 1e Na  x 4
 Anod: 4OH-  O2 + 2H2O + 4e  x 1
4NaOH dpnc O2  + 2H2O + 4Nab. Điện phân dung dịch:
 Ví dụ: Điện phân dung dịch NaCl, có những quá trình điện hóa nào xảy ra ở
các điện cực?
 Cơ sở để giải đáp các vấn đề đặt ra là so sánh các đại lượng thế điện cực của
những cặp oxi hóa - khử tương ứng có khả năng tham gia vào các quá trình oxi
hóa hay khử trên điện cực khi điện phân vì đại lượng thế điện cực đặc trưng cho
khả năng oxi hóa hay khử của các cặp oxi hóa - khử.
Ở Catod: trong quá trình điện phân sẽ diễn ra quá trình khử dạng oxi hóa của
cặp oxi hóa - khử.
 Khi có mặt nhiều dạng oxi hóa thì trước hết phải bị khử (+ne) dạng oxi hóa
của cặp oxi hóa - khử nào có khả năng oxi hóa mạnh nhất, nghĩa là có thế điện
cực lớn nhất.
 Dạng oxi hóa là các Mn+ và H+ của dung dịch chất điện li
c. Thứ tự phóng điện của các ion trên catod và anôd khi điện phân dung dịch
chất điện li.
 Khi điện phân dung dịch chất điện li thì ngoài các ion của chất điện li còn có
ion H3O+ và ion OH- của nước. Các ion này cạnh tranh nhau tham gia vào quátrình ở điện cực nên sự điện phân xảy ra phức tạp.
ở anod (anod trơ như graphit, Pt, Au..)
Khi điện phân dung dịch có chứa anion gốc axit không có oxi như I-, Br-, Cl-,F-
thì anion gốc axit sẽ nhường e trước theo quá trình:
2X- - 2e = X2
 Khi điện phân dung dịch có chứa anion gốc axit có oxi: SO42-, NO3-...thì aniongốc axit không nhường e mà OH- của H2O sẽ nhường e:
6H2O - 4e = O2 + 4H3O+
 Thứ tự nhường e ở anot:
SO42-, NO3- ...OH- , F, Cl, Br , IKhông nhường e Thứ tự nhường e
Ở catod:
65
 Khi điện phân dung dịch có chứa các ion kim loại từ Al trở về trước thì ion kim
loại không nhận e mà ion H3O+ của H2O nhận e theo quá trình:
 2H2O + 2e = H2 + 2OH-
 Khi điện phân dung dịch có chứa các ion kim loại sau Al thì ion kim loại nhận e
thành kim loại tự do bám vào catod.
 Thứ tự nhận e ở catod:
K+Na+ Ba2+Ca2+ Mg2+ Al3+H3O+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+Ag+ Au3+Không nhận e Thứ tự nhận e
Ví dụ: Viết phương trình phản ứng xảy ra khi điện phân dung dịch Na2SO4 vớicác điện cực trơ.
Giải
Ta có:
Na2SO4 = 2 Na + + SO42-2H2O  H3O+ + OH-
 Catot(-) Anot (+)
 Na+, H2O SO42-, H2O
 2H2O + 2eH2  + 2OH- 6H2O – 4e O2+ 4H3O+
Phương trình điện phân: 2H2O 2H2 + O2
4. Định luật Faraday
 m: khối lượng chất thoát ra ở điện cực (g)
I: cường độ dòng điện (A)
 A: khối lượng mol nguyên tử của nguyên tố (g/mol)
 t: thời gian (s)
 n: số electron trao đổi trong phản ứng ở điện cực
 F: hằng số Faraday = 96.500 C/mol
Ví dụ: Tính khối lượng Al thu được ở catod và thể tích khí Clo thu được ở anod
sau khi điện phân 2giờ với cường độ dòng điện 20A khi điện phân nóng chảy
AlCl3. Giải
Ta có phương trình điện phân: 2AlCl3 dpnc 2Al + 3 Cl2Catod: Al3+ +3e = Al
 Anod: 2Cl- = Cl2 + 2e
Khối lượng Al: gm 43,1496500.3
3600.3.2.20.27 
 Số mol Cl2 bay ra: )(746,096500.2
3600.2.20
. molFn
It
M
mn
o

66
Tài liệu tham khảo
1. Hoá đại cương – René DiDier.Dịch từ bản tiếng Pháp.Tập 1+2 GD – 1996;
Tập 3 GD - 1998
2. Hoá học đại cương Tập 1+2 – N.L Glinka ( dịch từ bản tiếng Nga)
3. Cơ sở lý thuyết hoá học phần I – Nguyễn Đình Chi – NXB Giáo dục – 1995
4. Cơ sở lý thuyết hoá học phần II – Nguyễn Hạnh – NXB Giáo dục – 1992
5. Cơ sở lý thuyết hoá học phần bài tập – Lê Mậu Quyền – NXB Giáo dục –
2008
6. Hoá học đại cương ( dành cho sinh viên cao đẳng) – Lê Mậu Quyền – NXB
Giáo dục – 2008
7. Hoá học đại cương và vô cơ – Tập 1 + 2 + 3 – PGS.Hoàng Nhâm - NXB Giáo
dục – 2006
8.Hoá học vô cơ - Lê Mậu Quyền – NXB Khoa học và Kĩ thuật – 2004
9. Bài tập Hoá học vô cơ - Lê Mậu Quyền – NXB Khoa học và Kĩ thuật – 2004
67
Mục Lục
Trang
Phần I: Cấu tạo nguyên tử --------- ------------------------------------------------ 1
Chương I: Cấu tạo nguyên tử -------------------------------------------------------- 1
Chương II: Định luật tuần hoàn và bảng hệ thống tuần hoàn ------------------- 7
Chương III: Liên kết hoá học -------------------------------------------------------- 12
Chương IV: Trạng thái tập hợp của vật chất --------------------------------------- 19
Phần II: Nhiệt động hoá học ------------------------------------------------------- 24
Chương I: Một số khái niệm cơ bản ---------------------------------------------- 24
Chương II: Nhiệt hoá học ------------------------------------------------------------ 27
Chương III: Chiều và giới hạn của quá trình ------------------------------------- 33
Chương IV: Cân bằng hoá học ----------------------------------------------------- 36
Phần III: Động hoá học và điện hoá học ----------------------------------------- 39
Chương I: Tốc độ phản ứng -------------------------------------------------------- 39
Chương II: Dung dịch ----------------------------------------------------------------- 41
Chương III: Dung dịch các chất điện li -------------------------------------------- 46
Chương IV: Axit và Bazo ------------------------------------------------------------ 49
Chương V: Điện hoá học ------------------------------------------------------------ 54