Đang tải... (xem toàn văn)
Kiến thức hóa học giúp cân bằng oxi hóa khử, tài liệu tham khảo giúp ích cho giáo viên và học sinh trong việc tìm hiểu về các phản ứng hóa học, cân bằng hóa học trong các phản ứng.tài liệu đẻ ôn thi chọn lớp và thi đại học.
MỤC LỤC MỞ ĐẦU…………………………………………………………… 2 NỘI DUNG………………………………………………………………….4 1. Lí thuyết………………………………………………………………… 4 1.1. Các khái niệm cơ bản………………………………………………… 4 1.2. Thế điện cực…………………………………………………………….4 1.3. Sự phụ thuộc thế theo nồng độ…………………………………………6 1.4. Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá – khử……………………… 7 2. Các dạng bài tập về phản ứng oxi hoá khử ………………….………….8 2.1. Cân bằng phản ứng………………………………………………………8 2.2. Thiết lập sơ đồ pin…………………………………………………… 12 2.3. Sự phụ thuộc thế theo nồng độ. Phương trình Nec (Nernst)………….14 2.4. Tính hằng số cân bằng…………………………………………………17 2.5. Đánh giá cân bằng……………………………………………….……18 3. Các yếu tố ảnh hưởng……………………………………………………28 3.1. Ảnhhưởng của pH…………………………………………………….28 3.2. Ảnh hưởng của sự tạo phức ……………………………………………30 3.3. Ảnh hưởng của sự tạo thành hợp chất ít tan (kết tủa)………………… 32 KẾT LUẬN…………………………………………………………………40 1 MỞ ĐẦU 1. Lý do chọn đề tài Hoá học là một môn khoa học thực nghiệm nghiên cứu nhiều hiện tượng trong tự nhiên và đời sống. Là một môn học thiết thực phục vụ đắc lực cho đời sống con người. Nhằm giúp học sinh một kiến thức vững vàng, biết phân tích và nhận định các sự vật, hiện tượng, tự tin khi học hoá học thì vấn đề rèn luyện kỹ năng cho học sinh có một phương pháp tư duy thực hành tốt là một vấn đề rất cần thiết và cấp bách. 2. Mục đích của đề tài Tôi nhận thấy rằng trong các loại: phản ứng phân tích, phản ứng kết hợp, phản ứng trao đổi, phản ứng oxy hóa – khử thì đặc biệt phản ứng oxy hóa - khử đối với học sinh lớp 10 còn nhiều bỡ ngỡ. Với kiến thức cấp hai còn quá hạn chế, các em còn rất nhiều lúng túng trong phương pháp cân bằng. Vì lẽ đó tôi xin trình bày một số vấn đề cơ bản nhằm giúp học sinh nhận dạng, phân loại và có một phương pháp cân bằng chính xác các phản ứng oxy hóa – khử. Kiến thức này sẽ rất cần cho các em khi học lên chương trình hóa lớp 11, 12 và là nền tảng rất tốt để các em học hóa ở các cấp cao hơn. 3. Nhiệm vụ của đề tài Nhiệm vụ nghiên cứu: - Nghiên cứu các tài liệu có liên quan Đến phản ứng oxi hóa - khử. - Nghiên cứu sự hình thành và phát triển, các quy luật biến đổi trong sự tạo thành sản phẩm oxi hóa – khử. - Tìm hiểu sự vận dụng phản ứng oxi hóa - khử trong việc giảng dạy bộ môn hóa học trung học phổ thông. 4. Khách thể và đối tượng nghiên cứu - Khách thể nghiên cứu:quá trình dạy học hoá học ở các trường phổ thông và các trường chuyên nghiệp. - Đối tượng nghiên cứu: Cân bằng oxi hoá – khử. 2 5. Giả thuyết khoa học Nêu hiểu rõ về phản ứng oxi hoá - khử, các khái niệm cơ bản, cách cân bằng phản ứng, tính toán cân bằng trong phản ứng oxi hóa khử, các yếu tố ảnh hưởng đến khả năng phản ứng từ đó giúp chúng ta hiểu sâu sắc về phản ứng oxi hoá – khử. 6. Phương pháp nghiên cứu 6.1. Phương pháp nghiên cứu lý thuyết: - Tìm kiếm, tập hợp, nghiên cứu tài liệu. - Phân loại, hệ thống hoá tài liệu. 6.2. Nhóm phương pháp nghiên cứu thực tiễn: Sưu tầm, đề xuất hệ thống câu hỏi và bài tập về phản ứng oxi hoá – khử. 7. Phạm vi nghiên cứu Chương trình hoá phân tích và hoá phổ thông: phản ứng oxi hoá – khử. 8. Cấu trúc bài tập Gồm 3 phần: Phần 1. Mở đầu Phần 2. Nội dung 2.1. Lí thuyết về cân bằng oxi hóa khử 2.2. Một số dạng bài tập về cân bằng oxi hóa khử 2.3. Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng oxi hóa khử Phần 3. Kết luận 3 NỘI DUNG 1. Lý thuyết 1.1. Các khái niệm cơ bản Định nghĩa: - Chất oxi hóa là chất thu electron và bị khử thành dạng khử liên hợp, nên chất oxi hóa còn gọi là chất bị khử. 1 2 2 €Ox n e Kh+ Ví dụ: Fe 3+ + 3e → ¬ Fe Fe 3+ + 1e → ¬ Fe 2+ 4 MnO − + 8H + + 5e → ¬ Mn 2+ + 4H 2 O - Quá trình trong đó chất oxi hóa thu electron để chuyển thành dạng khử liên hợp gọi là quá trình khử. - Chất khử là chất nhường electron và bị chuyển thành dạng oxi hóa liên hợp, nên chất khử còn được gọi là chất bị oxi hóa. Kh 2 → ¬ Ox 2 + n 1 e Ví dụ: Ag → ¬ Ag + + 1e 2Cl - → ¬ Cl 2 + 2e - Quá trình trong đó chất khử nhường electron để chuyển thành dạng oxi hóa liên hợp nên gọi là quá tình oxi hóa. - Phản ứng oxi hóa – khử gồm hai quá trình: quá trình khử và quá trình oxi hóa: n 2 Ox 1 + n 1 Kh 2 → ¬ n 2 Kh 1 + n 1 Ox 2 Khác với phản ứng trao đổi, phản ứng oxi hóa – khử là phản ứng xảy ra kèm theo sự biến đổi số oxi hóa của các nguyên tố trong các chất phản ứng: 4 Sự oxi hóa làm tăng số oxi hóa và ngược lại. Như vậy chất có số oxi giảm là chất oxi hóa, chất có số oxi hóa tăng là chất khử. 1.2. Thế điện cực 1.2.1. Một số khái niệm a. Định nghĩa Pin điện hóa là một hệ bao gồm hai bản dẫn điện được gọi là điện cực nhúng trong hai dung dịch khác nhau, tiếp xúc với nhau qua một cầu muối (hai điện cực có thể nhúng trực tiếp vào cùng một dung dịch, nếu không có phản ứng hóa học xảy ra). + Anot: điện cực xảy ra quá trình oxi hóa. + Catot: điện cực xảy ra quá trình khử. Cầu muối chứa dung dịch chất điện li làm nhiệm vụ tiếp xúc giữa hai điện cực trộn lẫn với nhau. - Thế điện cực là thế cửa một pin điện hóa gồm anot là điện cực hidro tiêu chuẩn và catot là điện cực nghiên cứu. - Thế điện cực tiêu chuẩn là thế điện cực đo được trong điều kiện tiêu chuẩn: hoạt độ của các phần tử bằng đơn vị. b. Ý nghĩa Thế điện cực được đo so với điện cực hidro tiêu chuẩn, vì vậy có thể so sánh E 0 của các cặp oxi hóa – khử để kết luận về khả năng phản ứng của các chất oxi hóa, khử. Khi E 0 > 0 có nghĩa là E 0 Ox/Kh > E 0 2H + /H2 : ion H + oxi hóa kém hơn dạng oxi hóa và H 2 khử mạnh hơn dạng khử. Trong điều kiện tiêu chuẩn, thế điện cực tiêu chuẩn E 0 càng lớn thì dạng oxi hóa càng yếu và ngược lại. Phản ứng oxi hóa khử tự xảy ra giữa dạng oxi hóa của cặp có E 0 lớn với dạng khử có cặp E 0 bé hơn. 1.2.2. Cấu tạo pin điện a. Cấu tạo của pin Gavani - Cầu muối gồm dung dịch bão hòa KCl và NH4Cl 5 - Điều chỉnh ion cực: Cực Zn (cực âm): Zn → ¬ Zn 2+ + 2e Cực Cu (cực dương): Cu 2+ + 2e → ¬ Cu - Quy ước: + Anot là quá trình oxi hóa (nhường eletron) + Catot là quá trình khử (nhận electron) + Cực dương viết ở bên trái + Cực âm viết ở bên phải + Giữa pha rắn và pha lỏng biểu diễn bằng | + Giữa pha hơi và pha dung dịch biểu diễn bằng || b. Cấu tạo pin dùng để xác định điện cực chuẩn: Gồm 2 cực có bản chất hoá học khác nhau được ngâm trong chất điện phân(dung dịch axit, bazơ, muối…). c. Phản ứng trong pin - Bên trái: xảy ra quá trình oxi hóa H 2 → ¬ 2H + + 2e - Bên phải: xảy ra quá trình khử M n+ + ne → ¬ M ⇒ H 2 + M n+ → ¬ M + 2H + d. Suất điện động của pin E pin = E (+) – E (-) Chú ý : theo quy ước dòng điện từ âm sang dương. Vậy E pin > 0 → phản ứng trong pin cùng phản ứng quy ước. 1.3. Sự phụ thuộc thế theo nồng độ 6 Thế điện cực E của các cặp phụ thuộc vào hoạt độ của các chất theo phương trình Nec. Trong trường hợp đơn giản đối với nửa phản ứng: aOx + ne → ¬ bKh Ta có: E= E 0 ox/kh + ln Thay R = 8,314 J.mol -1 .K -1 ; T = t o C + 273; F = 96.485C và chuyển logarit tự nhiên thành logarit thập phân ln= 2,303lg ta được phương trình tính E ở 25 o C: E= E 0 ox/kh + lg Thay hoạt độ bằng nồng độ cân bằng ta có: E= E 0 ox/kh + lg+ lg Nếu coi các giá trị hệ số hoạt độ f ox = f kh =1 (trong dung dịch rất loãng) thì ta có biểu thức gần đúng: E= E 0 ox/kh + lg Trong trường hợp f ox , f kh là giá trị hằng định ở điều kiện nghiên cứu (ví dụ ở lực ion và môi trường ion không đổi) thì: thay hoạt độ bằng nồng độ. E= E 0 ox/kh + lg Ở đây E= E 0 ox/kh + lg được đánh giá gộp lại là thế tiêu chuẩn thực hay thế tiêu chuẩn điều kiện, vì chỉ dùng cho hệ nghiên cứu trong điều kiện nhất định. 1.4. Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá – khử Đối với phản ứng oxi hoá – khử thuận nghịch Ox 1 + ne → ¬ Kh 1 (E 0 ox1/kh1 = E 0 1 ) Kh 2 → ¬ Ox 2 + ne (E 0 ox2/kh2 = E 0 2 ) Ox 1 + Kh 2 → ¬ Kh 1 + Ox 2 Ta có biến thiên năng lượng tự do tiêu chuẩn: 7 ∆ G 0 = -nF ∆ E o (1) Ở đây n là số electron trao đổi trong phản ứng ∆ E 0 = E 0 1 – E 0 2 (2) E 0 1 là thế điện cực tiêu chuẩn của cặp ứng với chất oxi hóa ox 1 ; E 0 2 là thế điện cực tiêu chuẩn của cặp ứng với chất khử kh 2 ; F là 96.485C; ∆ G 0 là biến thiên năng lượng tự do tiêu chuẩn. Mặt khác ∆ G 0 = -RTlnK (3) Ở đây, R là 8,314 .J.mol -1+ .K -1 ; T là 273 + t o C ; K là hằng số cân bằng của phản ứng . Tổ hợp (2) và (3) ta được : 1 lg 2,3 o nF K E RT = ∆ Ở 25 o C lg 0,0592 o n E K ∆ = hoặc 0,0592 10 o n E K ∆ = 2 . Một số dạng bài tập về cân bằng oxi hóa khử 2.1. Cân bằng phản ứng oxi hóa khử 2.1.1. Cân bằng phản ứng oxi hóa – khử theo phương pháp thăng bằng ion – electron - Quy ước: chất điện ly mạnh viết dưới dạng ion, chất điện ly yếu, khí, chất rắn viết dưới dạng phân tử hoặc nguyên tử. - Các bước tiến hành: 8 + Xác định cặp oxi hóa khử. + Viết từng nửa phản ứng oxi hóa khử. + Cân bằng khối lượng và cân bằng điện tích. + Tổ hợp các nửa phản ứng thành phương trình đầy đủ sau khi nhân từng nửa phản ứng với hệ số thích hợp sao cho tổng số các electron thu và nhận trong các nửa phản ứng là bằng nhau. + Điều chỉnh môi trường phản ứng nếu cần thiết. Chuyển từ phương trình ion sang phương trình phân tử. Chọn các ion kim loại hay phi kim thường dùng không có khả năng tạo kết tủa, chất điện li yếu hay chất khí với những ion có sẵn. Các chất được thêm vào không có khả năng làm thay đổi bản chất của phản ứng. Thêm vào 2 vế các ion kết hợp với các ion đã cho, làm sao đó để trung hòa điện tích. Ví dụ 1: Fe 2+ + Cr 2 O 7 2- → ¬ Cr 3+ + Fe 3+ + H 2 O Các cặp oxi hóa khử: Fe 3+ / Fe 2+ và Cr 2 O 7 2- / Cr 3+ 6× Fe 2+ - 1e → ¬ Fe 3+ 1× Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e → ¬ 2Cr 3+ + 7H 2 O ⇒ 6Fe 2+ + Cr 2 O 7 2- + 14H + → ¬ 6Fe 3+ + 2Cr 3+ + 7H 2 O Phương trình phân tử: K 2 Cr 2 O 7 + 6FeSO 4 + H 2 SO 4 → ¬ 3Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O Ví dụ 2: KMnO 4 +H 2 C 2 O 4 +H 2 SO 4 → MnSO 4 +CO 2 +… Các cặp oxi hóa khử: MnO 4 - /Mn 2+ và CO 2 /H 2 C 2 O 4. 9 2x 4 MnO − + 8H + + 5e → ¬ Mn 2+ + 4H 2 O 5x H 2 C 2 O 4 → ¬ 2CO 2 + 2H + + 2e ⇒ 2 4 MnO − +H 2 C 2 O 4 +6H + → ¬ 2Mn 2+ +10CO 2 + 8H 2 O Phương trình phân tử: 2KMnO 4 +5H 2 C 2 O 4 +3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 +10CO 2 +K 2 SO 4 +8H 2 O Ví dụ 3: K 2 Cr 2 O 7 +KI +H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4 ) 3 +I 2 +…. Các cặp oxi hóa khử:Cr 2 O 7 2- /Cr 3+ vàI 2 /2I - 1x Cr 2 O 7 2- + 14H + +6e → ¬ 2Cr 3+ +7H 2 O 3x 2I - → ¬ I 2 + 2e ⇒ Cr 2 O 7 2- + 6I - + 14H + → ¬ 2Cr 3+ +3I 2 +7H 2 O Phương trình phân tử: K 2 Cr 2 O 7 +6KI +7H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4 ) 3 +3I 2 +4K 2 SO 4 +7H 2 O Ví dụ 4: Xác định dạng oxi hoá (hoặc khử) còn thiếu. Cân bằng và viết đầy đủ các phương trình phản ứng dưới dạng ion và phân tử: a) SnS 2 +…… 2 2 3 4 2 H SnO SO NO + → + + b ) 2 2 2 3 2 PbO H O Pb CH COO ( ) + + → + c) 2 Pt HCl NO H O + + → + d) 3 4 AuCl Fe Cl Au − + − + → + + 10 [...]... thế oxi hóa khử thay đổi do đó chiều của phản ứng cũng bị thay đổi Ví dụ 1: Đánh giá khả năng oxi hóa khử của cặp Ag+/Ag khi có mặt của ion 35 X-( Cl-, Br-,I,SCN-) → ¬ Ag+ + e Khi có mặt X- Ag → ¬ Ag+ + XAgX + Nồng độ Ag giảm do đó thế oxi hóa khử E= EoAg-/ Ag +0,0592.lg{Ag+} (1) Giảm và tính oxi hóa của Ag+ giảm, tính khử của Ag tăng Thực tế khi có mặt của X- thì trong hệ xuất hiện cặp oxi. .. dạng oxi hóa khử làm thay đổi hoạt độ của chúng là yếu tố quan trọng làm thay đổi thế oxi hóa khử Thông thường sự tạo phức với một phối tử xảy ra khác nhau với các dạng oxi hóa và dạng khử Chẳng hạn trong hệ ion kim loại-kim loại → ¬ Mn+ + ne M Thì sự tạo phức chỉ xảy ra giữa dạng oxi hóa , Mn+ với phối tử L → ¬ Mn+ +pL MLnp+ Do đó khi có mặt chất tạo phức L thì nồng độ , M n+ giảm và thế oxi. .. , tính oxi hóa của Cr2O72- càng mạnh Ở pH=0, [H+] thì E'= Eo =1,33V Ở pH=1 thì E’ = 1,29V Ở pH=7 thì E’=0,364 V Như vậy ở pH=1, Cr2O72- còn oxi hóa được Br- ( EoBr2 / 2Br-=1,07V ) nhưng ở pH=7 thì Cr2O72- không oxi hóa được ngay cả I- ( EoI2 / 2I-=0,6197V ) b,Các phản ứng oxi hóa khử không có ion ion H + hoặc ion OH- trực tiếp tham gia phản ứng Ví dụ1: Xét ảnh hưởng của pH tới tính oxi hóa khử của... 3 Các yếu tố ảnh hưởng 3.1 Ảnh hưởng của pH tới thế oxi hóa khử a, Các phản ứng oxi hóa – khử có ion H + hoặc ion OH- trực tiếp tham gia phản ứng Ở đây, thế phụ thuộc trực tiếp pH Ví dụ 1: Thiết lập sự phụ thuộc thế -pH đối với các hệ oxi hóa- khử sau: → ¬ a, Cr2O7- +14H+ +6e 2Cr3+ + 7H2O (1) → ¬ b, Co(OH)3 +e Co(OH)3 + OH- (2) a, Từ cân bằng (1) ta có : 31 0, 0592 + 6 o E Cr O2− / Cr3+ E=... kiềm, một phần iot chuyển thành IO- Tuy vậy E o 3+ / Fe2+ Fe =0,771>Eo2 =0,6197V vẫn oxi hóa được Fe(OH) 2 -Trong môi trường kiềm mạnh, I2 tự oxi hóa khử → ¬ I2 + 2OH- IO- +I- + H2O → ¬ 3IO- IO3- +2I- Tuy vậy trong môi trường kiềm, IO3- không thể hiện tính oxi hóa 33 Trong nhiều trường hợp phản ứng oxi hóa khử xảy ra kèm theo sự thay đổi pH, ví dụ phản ứng giữa axit aseno HAsO2 với I2 xảy... phản ứng oxi hóa khử Ví dụ1: Xét khả năng phản ứng của Fe3+ với I- phụ thuộc vào pH Ở pHEo2 =0,6197V Vì vậy Fe3+ oxi hóa được I- thành I2 → ¬ 2Fe3+ +2I- 2Fe2+ +I2 Trong môi trường kiềm yếu và trung tính sắt tồn tại dưới dạng Fe(OH) 2 và Fe(OH)3 → ¬ Fe(OH)3 +e E o 3+ / Fe2+ Fe Fe(OH)2 + OH- Eo = -0,56V =0,771 . đề xuất hệ thống câu hỏi và bài tập về phản ứng oxi hoá – khử. 7. Phạm vi nghiên cứu Chương trình hoá phân tích và hoá phổ thông: phản ứng oxi hoá – khử. 8. Cấu trúc bài tập Gồm 3 phần: Phần 1 chuẩn, thế điện cực tiêu chuẩn E 0 càng lớn thì dạng oxi hóa càng yếu và ngược lại. Phản ứng oxi hóa khử tự xảy ra giữa dạng oxi hóa của cặp có E 0 lớn với dạng khử có cặp E 0 bé hơn. 1.2.2 hoá- khử, hoàn thành phương trình phản ứng sau: 2 2 3 2 2 2 2 2 2 3 2 3 a MnO OH PbO H b Co OH H O c CrO H O d Cu O NH e Ag O NH , ( ) , ( ) , , , + − + + → + + → + + → + + → + + → Bài giải 12 2