Full Tý Thuyết Chƣơng V-ĐẠI CƢƠNG VỀ KIM LOẠI Biên Soạn: Nguyễn Văn Công Đc: https://www.facebook.com/profile.php?id=100011441933261 KIM LOẠI I – VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN - Nhóm IA (trừ H), nhóm IIA: kim loại nguyên tố s - Nhóm IIIA (trừ B), phần nhóm IVA, VA, VIA: kim loại nguyên tố p - Các nhóm B (từ IB đến VIIIB): kim loại chuyển tiếp, chúng nguyên tố d - Họ lantan actini (xếp riêng thành hai hàng cuối bảng): kim loại thuộc hai họ nguyên tố f * Nhận xét: đa số nguyên tố hóa học biết nguyên tố kim loại (trên 80 %) II – CẤU TẠO VÀ LIÊN KẾT TRONG TINH THỂ KIM LOẠI Cấu tạo nguyên tử kim loại - Hầu hết nguyên tử kim loại có 1, electron lớp - Bán kính nguyên tử nguyên tố kim loại (ở phía dưới, bên trái bảng tuần hoàn) nhìn chung lớn bán kính nguyên tử nguyên tố phi kim (ở phía trên, bên phải bảng tuần hoàn) Cấu tạo mạng tinh thể kim loại Có ba kiểu mạng tinh thể kim loại đặc trưng lập phương tâm khối, lập phương tâm diện lục phương Liên kết kim loại Là liên kết hóa học hình thành lực hút tĩnh điện ion dương kim loại nằm nút mạng tinh thể electron tự di chuyển toàn mạng lưới tinh thể kim loại III – TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI Tính chất chung - Kim loại có tính chất vật lí chung dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt có ánh kim - Các tính chất vật lí chung e tự có mạng tinh thể kim loại gây Một số tính chất vật lí khác - Tỉ khối: kim loại khác thường dao động từ 0,5 (Li) đến 22,6 (Os) Thường thì: + d < 5: kim loại nhẹ (K, Na, Mg, Al) + d > 5: kim loại nặng (Zn, Fe ) - Nhiệt độ nóng chảy: biến đổi từ -390C (Hg) đến 34100C (W) Thường thì: + t < 10000C: kim loại dễ nóng chảy + t > 15000C: kim loại khó nóng chảy (kim loại chịu nhiệt) - Tính cứng: Biến đổi từ mềm đến cứng Tỷ khối, nhiệt độ nóng chảy tính cứng kim loại phụ thuộc vào nhiều yếu tố kiểu mạng tinh thể; mật độ e; khối lượng mol kim loại IV – TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI Tính chất đặc trưng kim loại tính khử (nguyên tử kim loại dễ bị oxi hóa thành ion dương): M → Mn+ + ne Tác dụng với phi kim Hầu hết kim loại khử phi kim điển hình thành ion âm Ví dụ: 4Al + 3O2 2Fe + 3Cl2 Hg + S → HgS Tác dụng với axit a) Đối với dung dịch HCl, H2SO4 loãng: 2Al2O3 2FeCl3 M + nH+ → Mn+ + n/2H2 (M đứng trước hiđro dãy điện cực chuẩn) b) Đối với H2SO4 đặc, HNO3 (axit có tính oxi hóa mạnh): - Kim loại thể nhiều số oxi hóa khác phản ứng với H2SO4 đặc, HNO3 đạt số oxi hóa cao - Hầu hết kim loại phản ứng với H2SO4 đặc nóng (trừ Pt, Au) H2SO4 đặc nguội (trừ Pt, Au, Fe, Al, Cr…), S+6 H2SO4 bị khử thành S+4 (SO2) ; So S-2 (H2S) - Hầu hết kim loại phản ứng với HNO3 đặc nóng (trừ Pt, Au) HNO3 đặc nguội (trừ Pt, Au, Fe, Al, Cr…), N+5 HNO3 bị khử thành N+4 (NO2) - Hầu hết kim loại phản ứng với HNO3 loãng (trừ Pt, Au), N+5 HNO3 bị khử thành N+2(NO) ; N+1 (N2O) ; No (N2) N-3 (NH4+) - Các kim loại có tính khử mạnh thường cho sản phẩm khử có số oxi hóa thấp Các kim loại Na, K…sẽ gây nổ tiếp xúc với 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 Tác dụng với dung dịch muối - Với Na, K, Ca Ba phản ứng với nước trước sau dung dịch kiềm tạo thành phản ứng với muối - Với kim loại không tan nước, kim loại hoạt động (đứng trước) đẩy kim loại hoạt động (đứng sau) khỏi dung dịch muối chúng theo quy tắc α Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Chú ý: 2Fe3+ + Fe → 3Fe2+ Cu + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+ Fe2+ + Ag+ → Ag + Fe3+ Tác dụng với dung dịch kiềm Các kim loại mà hiđroxit chúng có tính lưỡng tính Al, Zn, Be, Sn, Pb…tác dụng với dung dịch kiềm (đặc) Trong phản ứng này, kim loại đóng vai trò chất khử, H2O chất oxi hóa bazơ làm môi trường cho phản ứng Ví dụ: phản ứng Al với dung dịch NaOH hiểu phản ứng Al với nước môi trường kiềm gồm hai trình: 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2 Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4] Cộng hai phương trình ta phương trình: 2Al + 6H2O + 2NaOH → 2Na[Al(OH)4] + 3H2 Tác dụng với oxit kim loại Các kim loại mạnh khử oxit kim loại yếu nhiệt độ cao thành kim loại Ví dụ: 2Al + Fe2O3 2Fe + Al2O3 DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI I – KHÁI NIỆM VỀ CẶP OXI HÓA – KHỬ CỦA KIM LOẠI Dạng oxi hóa dạng khử nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa – khử Một cặp oxi hóa – khử biểu diễn dạng oxi hóa/khử (Mn+/M) Ví dụ: Cu2+ Cu tạo thành cặp oxi hóa – khử Cu2+/Cu II – PIN ĐIỆN HÓA Khái niệm pin điện hóa, suất điện động điện cực - Suất điện động pin (E) hiệu điện cực dương (E(+)) điện cực âm (E(-)) Điện cực dương điện cực lớn suất điện động pin số dƣơng E = E(+) – E(-) - Suất điện động chuẩn pin (Eo) suất điện động nồng độ ion kim loại điện cực 1M (ở 25oC) Eo = Eo(+) – Eo(-) Eo = Eocatot – Eoanot o o 2+ o 2+ - Ví dụ E = E Cu /Cu – E Zn /Zn gọi suất điện động chuẩn pin điện hóa Zn – Cu Cơ chế phát sinh dòng điện pin điện hóa Giải thích tượng thí nghiệm: - Điện cực Zn bị oxi hóa: Zn → Zn2+ + 2e (sự electron xảy bề mặt Zn Zn trở thành nguồn electron nên đóng vai trò cực âm, electron theo dây dẫn đến cực Cu) Do cực Zn bị ăn mòn - Trong cốc đựng dung dịch CuSO4, ion Cu2+ di chuyển đến Cu, chúng bị khử thành Cu kim loại bám cực đồng: Cu2+ + 2e → Cu Nồng độ Cu2+ dung dịch giảm dần, khiến cho màu xanh dung dịch nhạt dần - Trong trình hoạt động pin điện hóa Zn – Cu, nồng độ ion Zn2+ cốc đựng dung dịch ZnSO4 tăng dần, nồng độ ion Cu2+ cốc giảm dần Đến lúc đó, dòng electron dây dẫn không còn, dòng điện tự ngắt - Để trì dòng điện trình hoạt động pin điện hóa, người ta dùng cầu muối Vai trò cầu muối trung hòa điện tích dung dịch: ion dương Na+ K+ Zn2+ di chuyển qua cầu muối đến cốc đựng dung dịch CuSO4 Ngược lại , ion âm SO42- NO3- di chuyển qua cầu muối đến dung dịch ZnSO4 - Ở mạch (dây dẫn), dòng electron từ cực Zn sang cực Cu dòng điện từ cực Cu sang cực Zn Vì điện cực Zn gọi anot (nơi xảy oxi hóa), điện cực Cu gọi catot (nơi xảy khử) Vậy pin điện hóa, anot cực âm catot cực dƣơng - Phương trình hóa học phản ứng xảy pin điện hóa Zn – Cu: quy tắc α Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu => Kết luận: - Có biến đổi nồng độ ion Cu2+ Zn2+ trình hoạt động pin - Năng lượng phản ứng oxi hóa – khử pin điện hóa sinh dòng điện chiều - Những yếu tố ảnh hưởng đến suất điện động pin điện hóa như: nhiệt độ, nồng độ ion kim loại, chất kim loại làm điện cực III – THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI Điện cực hiđro chuẩn Cấu tạo điện cực hiđro chuẩn: gồm platin (Pt) đặt dung dịch axit có nồng độ ion H+ 1M (pH = 0) Bề mặt điện cực hấp thụ hiđro, thổi liên tục vào dung dịch áp suất atm Như bề mặt điện cực hiđro xảy cân oxi hóa – khử cặp oxi hóa – khử 2H+/H2 Quy ước rằng: điện cực điện cực hiđro chuẩn 0,00 V nhiệt độ, tức là: Eo2H+/H = 0,00 V Thế điện cực chuẩn kim loại Thế điện cực tiêu chuẩn kim loại cần đoc chấp nhận bằng suất điện động pin tạo điện cực hiđro chuẩn điện cực chuẩn kim loại cần đo Có trường hợp xảy với giá trị điện cực chuẩn: - Thế điện cực chuẩn cặp Mn+/M số dương khả oxi hóa ion Mn+ nửa pin Mn+/M mạnh ion H+ nửa pin 2H+/H2 - Thế điện cực chuẩn cặp Mn+/M số âm khả oxi hóa ion Mn+ nửa pin Mn+/M yếu ion H+trong nửa pin 2H+/H2 Ví dụ: Thế điện cực chuẩn cặp kim loại: EoZn2+/Zn = – 0,76 V ; EoAg+/Ag = + 0,80 V IV – DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI Dãy điện cực chuẩn kim loại gọi dãy oxi hóa – khử chuẩn kim loại, dãy khử chuẩn kim loại Tùy thuộc vào mục đích sử dụng, người ta dùng tên dãy cho phù hợp V – Ý NGHĨA CỦA DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI So sánh tính oxi hóa – khử Trong dung môi nước, điện cực chuẩn kim loại EoMn+/M lớn tính oxi hóa cation Mn+ mạnh tính khử kim loại M yếu ngược lại Xác định chiều phản ứng oxi hóa – khử Xác định chiều phản ứng oxi hóa – khử tìm hiểu phản ứng điều kiện tự nhiên có xảy hay không Có số phương pháp xác định chiều phản ứng oxi hóa – khử: a) Phương pháp (phương pháp định tính): - Kim loại cặp oxi hóa – khử điện cực chuẩn nhỏ khử cation kim loại cặp oxi hóa – khử điện cực chuẩn lớn (nói cách khác, cation kim loại cặp oxi hóa – khử điện cực chuẩn lớn oxi hóa kim loại cặp điện cực chuẩn nhỏ hơn) - Ví dụ: ion Pb2+ có oxi hóa Zn hay không phản ứng: Pb2+(dd) + Zn(r) → Pb(r) + Zn2+(dd) Nếu phản ứng hóa học xảy cặp oxi hóa – khử Pb2+/Pb Zn2+/Zn, ta viết cặp oxi hóa – khử theo trình tự: cặp có giá trị Eo lớn bên phải, cặp có giá trị Eo nhỏ bên trái Theo quy tắc α: ion Pb2+ oxi hóa Zn, sản phẩm chất oxi hóa (Zn2+) chất khử (Pb) yếu Phản ứng có xảy - Kim loại cặp oxi hóa – khử điện cực chuẩn âm khử ion hiđro dung dịch axit (nói cách khác, cation H+ cặp 2H+/H2 oxi hóa kim loại cặp oxi hóa – khử điện cực chuẩn âm) b) Phương pháp (phương pháp định lượng): Quay lại ví dụ ion Pb2+ có oxi hóa Zn hay không phản ứng: Pb2+(dd) + Zn(r) → Pb(r) + Zn2+(dd) Phản ứng hóa học tạo nên từ hai nửa phản ứng: - Nửa phản ứng oxi hóa: Zn → Zn2+ + 2e, ta có EoZn2+/Zn = -0,76 V - Nửa phản ứng khử: Pb2+ + 2e → Pb, ta có EoPb2+/Pb = -0,13 V Thế oxi hóa – khử phản ứng (Eopư) tính theo công thức: Eopư = EoPb2+/Pb – EoZn2+/Zn = -0,13 – (– 0,76) = +0,63 V Eo phản ứng oxi hóa – khử số dương (Eopư > 0), kết luận phản ứng có xảy Xác định suất điện động chuẩn pin điện hóa Eopin = Eo(+) – Eo(-) Ví dụ: suất điện động chuẩn pin điện hóa Zn – Cu là: Eopin = EoCu2+/Cu – EoZn2+/Zn = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V Xác định điện cực chuẩn cặp oxi hóa – khử Ví dụ: Biết suất điện động chuẩn pin điện hóa Zn – Ag 1,56 V điện cực chuẩn cặp oxi hóa – khử Ag+/Ag +0,80 V Hãy xác định điện cực chuẩn cặp Zn2+/Zn Ta có Eopin = EoAg+/Ag – EoZn2+/Zn → EoZn2+/Zn = EoAg+/Ag – Eopin = +0,80 – 1,56 = –0,76 V HỢP KIM I – ĐỊNH NGHĨA, CẤU TẠO TINH THỂ CỦA HỢP KIM Định nghĩa Hợp kim vật liệu kim loại có chứa kim loại số kim loại phi kim khác Ví dụ: Thép hợp kim sắt với cacbon số nguyên tố khác Đuyra hợp kim nhôm với đồng, magie, mangan, silic Cấu tạo tinh thể hợp kim Hợp kim có cấu tạo tinh thể Có loại tinh thể sau: tinh thể hỗn hợp, tinh thể dung dịch rắn tinh thể hợp chất hóa học a) Tinh thể hỗn hợp: - Có nguồn gốc từ hỗn hợp đơn chất hợp kim trạng thái lỏng Ở trạng thái này, đơn chất không tan vào không tác dụng hóa học với - Các đơn chất tham gia hợp kim có tính chất hóa học kiểu mạng tinh thể không khác nhiều, kích thước ion khác Ví dụ: hợp kim Cd – Bi, hợp kim Sn – Pb… - Kiểu liên kết hóa học chủ yếu liên kết kim loại - Thường có nhiệt độ nóng chảy thấp b) Tinh thể dung dịch rắn: - Có nguồn gốc từ hỗn hợp đơn chất hợp kim trạng thái lỏng Ớ trạng thái này, đơn chất hỗn hợp tan vào không theo tỉ lệ 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 kích thước ion không khác nhiều Ví dụ: hợp kim Au – Ag, hợp kim Fe – Mn… - Kiểu liên kết hóa học chủ yếu liên kết kim loại c) Tinh thể hợp chất hóa học: - Có nguồn gốc từ hợp kim trạng thái lỏng Ở trạng thái này, đơn chất tham gia hợp kim có kiểu mạng tinh thể khác , tính chất hóa học khác kích thước ion khác rõ rệt đơn chất tạo hợp chất hóa học - Khi hợp kim chuyển sang trạng thái rắn, ta có tinh thể hợp chất hóa học Ví dụ tinh thể hợp chất hóa học Mg2Pb, AuZn, AuZn3, AuZn5, Al4C3… - Kiểu liên kết hóa học liên kết cộng hóa trị II – TÍNH CHẤT CỦA HỢP KIM Tính chất hóa học Có tính chất hóa học tương tự đơn chất tham gia tạo thành hợp kim Tính chất vật lí - Tính chất vật lí tính chất học hợp kim khác nhiều so với tính chất đơn chất - Có tính dẫn điện, dẫn nhiệt, tính dẻo ánh kim hợp kim có electron tự - Tính dẫn điện, dẫn nhiệt hợp kim giảm so với kim loại thành phần mật độ electron tự hợp kim giảm rõ rệt - Có độ cứng cao so với kim loại thành phần có thay đổi cấu tạo mạng tinh thể, thay đổi thành phần ion mạng tinh thể - Có nhiều hợp kim khác chế tạo có hóa tính, tính lí tính ưu 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 siêu cứng: W–Co, Co–Cr–W–Fe,… - Hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp: Sn – Pb (thiếc hàn nóng chảy 210oC),… - Hợp kim nhẹ, cứng bền: Al–Si, Al–Cu–Mn–Mg III - ỨNG DỤNG CỦA HỢP KIM - Do có tính chất hóa học, vật lí, học quý nên hợp kim sử dụng rộng rãi ngành kinh tế quốc dân - Có hợp kim trơ với axit, bazơ hóa chất khác dùng chế tạo máy móc, thiết bị dùng nhà máy sản xuất hóa chất - Có hợp kim chịu nhiệt cao, chịu ma sát mạnh dùng làm ống xả động phản lực - Có hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp dùng chế tạo giàn ống dẫn nước chữa cháy tự động… Sự ăn mòn kim loại I – KHÁI NIỆM Ăn mòn kim loại phá hủy kim loại hợp kim tác dụng chất môi trường M → Mn+ + ne II – HAI DẠNG ĂN MÒN KIM LOẠI Căn vào môi trường chế ăn mòn kim loại, người ta phân thành hai dạng chính: ăn mòn hóa học ăn mòn điện hóa Ăn mòn hóa học - Ăn mòn hóa học trình oxi hóa – khử, kim loại phản ứng trực tiếp với chất oxi hóa môi trường (các electron kim loại chuyển trực tiếp đến chất môi trường) xuất dòng điện Ví dụ: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 3Fe + 2O2 Fe3O4 Ăn mòn điện hóa học Ăn mòn điện hóa học loại ăn mòn kim loại phổ biến nghiêm trọng tự nhiên a) Khái niệm ăn mòn điện hóa học Vậy ăn mòn điện hóa học trình oxi hóa – khử, kim loại bị ăn mòn tác dụng dung dịch chất điện li tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm sang cực dương b) Điều kiện xảy ăn mòn điện hóa học: đồng thời điều kiện sau - Các điện cực phải khác chất Có thể cặp hai kim loại khác nhau, kim loại – phi kim hay kim loại – hợp chất Kim loại điện cực chuẩn nhỏ cực âm - Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp gián tiếp với qua dây dẫn - Các điện cực tiếp xúc với dung dịch chất điện li c) Ăn mòn điện hóa học hợp kim sắt (gang, thép) không khí ẩm - Gang, thép hợp kim Fe – C gồm tinh thể Fe tiếp xúc trực tiếp với tinh thể C (graphit) - Không khí ẩm có chứa H2O, CO2, O2…tạo lớp dung dịch chất điện li phủ lên bề mặt gang, thép làm xuất vô số pin điện hóa mà Fe cực âm, C cực dương - Ở cực âm xảy oxi hóa: Fe → Fe2+ + 2e - Ở cực dương xảy khử: 2H+ + 2e → H2 O2 + 2H2O + 4e → 4OH- Tiếp theo: Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + O2(kk) + 2H2O → 4Fe(OH)3 - Theo thời gian Fe(OH)3 bị nước tạo gỉ sắt có thành phần chủ yếu Fe2O3.xH2O So sánh ăn mòn hóa học ăn mòn điện hóa học Phân loại Sự ăn mòn hóa học Sự ăn mòn điện hóa học Điều Thường xảy thiết bị lò đốt kiện xảy thiết bị thường xuyên phải ăn mòn tiếp xúc với nước khí oxi - Các điện cực phải khác nhau, cặp hai kim loại khác cặp kim loại - phi kim cặp kim loại - hợp chất hóa học (như Fe3C) Trong kim loại điện cực chuẩn nhỏ cực âm - Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp gián tiếp với qua dây dẫn, điện cực phải tiếp xúc với dung dịch chất điện li Cơ chế ăn mòn Thiết bị Fe tiếp xúc với nước, khí oxi thường xảy phản ứng: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2↑ 3Fe + 2O2 Fe3O4 - Sự ăn mòn điện hóa vật gang (hợp kim Fe - C)(hoặc thép) môi trường không khí ẩm có hòa tan khí CO2, SO2, O2 tạo lớp dung dịch điện li phủ bên kim loại - Tinh Fe (cực âm), tinh thể C cực dương Ở cực dương: xảy phản ứng khử: 2H+ + 2e → H2 ; O2 + 2H2O + 4e → 4OHỞ cực âm: xảy phản ứng oxi hóa: Fe → Fe2+ + 2e Những Fe2+ tan vào dung dịch chứa oxi → Fe3+ cuối tạo gỉ sắt có thành phần Fe2O3.nH2O Bản chất ăn mòn Là trình oxi hóa - khử, electron kim loại chuyển trực tiếp đến chất môi trường, ăn mòn xảy chậm Là ăn mòn kim loại tác dụng dung dịch chất điện li tạo nên dòng điện Mòn điện hóa xảy nhanh ăn mòn hóa học III – CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI Phƣơng pháp bảo vệ bề mặt Phương pháp bảo vệ bề mặt phủ lên bề mặt kim loại lớp sơn, dầu mỡ, chất dẻo tráng, mạ kim loại khác Nếu lớp bảo vệ bị hư, kim loại bị ăn mòn Ví dụ: Sắt tây sắt tráng thiếc dùng làm hộp đựng thực phẩm thiếc kim loại khó bị oxi hóa nhiệt độ thường, màng oxit thiếc mỏng mịn có tác dụng bảo vệ thiếc thiếc oxit không độc lại có màu trắng bạc đẹp Thiếc kim loại mềm, dễ bị sây sát Nếu vết sây sát sâu tới lớp sắt bên xảy ăn mòn điện hóa học, kết sắt bị ăn mòn nhanh Phƣơng pháp điện hóa Phương pháp bảo vệ điện hóa dùng kim loại có tính khử mạnh làm vật hi sinh để bảo vệ vật liệu kim loại Vật hi sinh kim loại cần bảo vệ hình thành pin điện, vật hi sinh đóng vai trò cực âm bị ăn mòn Ví dụ: Để bảo vệ vỏ tàu biển thép, người ta gắn chặt kẽm vào phần vỏ tàu ngâm nước biển Vì gắn miếng Zn lên vỏ tàu thép hình thành pin điện, phần vỏ tàu thép cực dương, Zn cực âm bị ăn mòn theo chế: - Ở anot (cực âm): Zn → Zn2+ + 2e - Ở catot (cực dương): 2H2O + O2 + 4e → 4OHKết vỏ tàu bảo vệ, Zn vật hi sinh, bị ăn mòn Điện phân I – KHÁI NIỆM Sự điện phân trình oxi hóa – khử xảy bề mặt điện cực có dòng điện chiều qua chất điện li nóng chảy dung dịch chất điện li - Trong trình điện phân, tác dụng điện trường cation chạy cực âm (catot) anion chạy điện cực dương (anot), xảy phản ứng điện cực (sự phóng điện) - Tại catot xảy trình khử cation (Mn+ + ne → M) anot xảy trình oxi hóa anion (Xn- → X + ne) II – SỰ ĐIỆN PHÂN CÁC CHẤT ĐIỆN LI Điện phân chất điện li nóng chảy Chỉ dùng điều chế kim loại nhóm IA, IIA Al Ví dụ 1: Điện phân NaCl nóng chảy biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) NaCl Anot ( + ) 2| Na+ + e → Na 2Cl- → Cl2 + 2e Phương trình điện phân là: 2NaCl 2Na + Cl2 Ví dụ 2: Điện phân NaOH nóng chảy biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) NaOH Anot ( + ) 4| Na+ + 1e → Na 4OH- → O2 + 2H2O + 4e Phương trình điện phân là: 4NaOH 4Na + O2 + 2H2O Ví dụ 3: Điện phân Al2O3 nóng chảy pha thêm criolit (Na3AlF6) biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) Al2O3 Anot ( + ) 3+ 4| Al + 3e → Al 3| 2O2- → O2 + 4e Phương trình điện phân là: 2Al2O3 4Al + 3O2 Điện phân dung dịch chất điện li nƣớc a) Khả phóng điện cation catot: Ở catot xảy trình khử sau đây: - Mn+ + ne → M - 2H+(axit) + 2e → H2 - Hoặc ion hiđro nước bị khử: 2H2O + 2e → H2 + 2OHDạng oxi hóa cặp lớn dễ bị khử Theo dãy oxi hóa – khử khả bị khử ion kim loại sau: - Các cation từ Zn2+ đến cuối dãy Hg2+, Cu2+, Fe3+, Ag+…dễ bị khử thứ tự tăng dần - Từ Al3+ đến ion đầu dãy Na+, Ca2+, K+…không bị khử dung dịch - Các ion H+ axit dễ bị khử ion H+ nước b) Khả phóng điện anion anot: Ở anot xảy trình oxi hóa anion gốc axit Cl-, S2-…hoặc ion OH- bazơ kiềm nước - 2Cl- → Cl2 + 2e - 4OH- → O2 + 2H2O + 4e - Hoặc ion OH- nước bị oxi hóa: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e Dạng khử cặp oxi hóa – khử nhỏ dễ bị oxi hóa Theo dãy oxi hóa – khử khả bị oxi hóa anion sau: - Các anion gốc axit không chứa oxi dễ bị oxi hóa theo thứ tự: RCOO- < Cl- < Br- < I- < S2-… - Các anion gốc axit NO3-, SO42-, PO43-, CO32-, ClO4-…không bị oxi hóa - Riêng ion OH- kiềm nước khó bị oxi hóa ion S2-, I-, Br-, Cl-… - Nếu điện phân không dùng anot trơ graphit, platin (Pt) mà dùng kim loại Ni, Cu, Ag…thì kim loại dễ bị oxi hóa anion oxi hóa – khử chúng thấp hơn, chúng tan vào dung dịch (anot tan) c) Một số ví dụ: - Điện phân dung dịch CuCl2 với anot trơ biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) CuCl2 Anot ( + ) 2+ Cu + 2e Cu 2Cl- Cl2 + 2e Phương trình điện phân là: CuCl2 Cu + Cl2 - Điện phân dung dịch K2SO4 với anot trơ biểu diễn sơ đồ: Catot (–) K2SO4 Anot (+) + H2O, K (H2O) H2O, SO422| 2H2O + 2e H2 + 2OH2H2O O2 + 4H+ + 4e Phương trình điện phân là: 2H2O 2H2 + O2 - Điện phân dung dịch NaCl bão hòa với điện cực trơ có màng ngăn biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) NaCl Anot ( + ) + H2O, Na (H2O) Cl-, H2O 2H2O + 2e H2 + 2OH2Cl- Cl2 + 2e Phương trình điện phân là: 2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2 Nếu màng ngăn thì: Cl2 + 2NaOH NaCl + NaClO + H2O nên phương trình điện phân là: NaCl + H2O NaClO + H2 - Điện phân dung dịch NiSO4 với anot trơ biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) NiSO4 Anot ( + ) 2+ Ni , H2O (H2O) H2O, SO422+ 2| Ni + 2e Ni 2H2O O2 + 4H+ + 4e Phương trình điện phân là: 2NiSO4 + 2H2O 2Ni + 2H2SO4 + O2 - Điện phân dung dịch NiSO4 với anot Cu biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) NiSO4 Cu ( + ) Ni2+, H2O (H2O) H2O, SO422+ Ni + 2e Ni Cu Cu2+ + 2e Phương trình điện phân là: NiSO4 + Cu CuSO4 + Ni - Điện phân dung dịch CuSO4 với anot Cu (như hình vẽ sau đây): Ở catot ( – ): Cu2+(dd) + 2e Cu làm giảm nồng độ ion Cu2+ bên nhánh trái ống chữ U Ở anot ( + ): Cu(r) Cu2+(dd) + 2e làm tăng nồng độ ion Cu2+ bên nhánh trái ống chữ U anot bị hòa tan Phương trình điện phân là: Cu(r) + Cu2+(dd) Cu2+(dd) + Cu(r) - Điện phân dung dịch hỗn hợp chứa FeCl3, CuCl2 HCl với anot trơ biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) FeCl3, CuCl2, HCl Anot ( + ) Fe3+, Cu2+, H+ Fe3+ + 1e Fe2+ Cu2+ + 2e Cu 2Cl- Cl2 + 2e + 2H + 2e H2 Fe2+ + 2e Fe Quá trình điện phân xảy điện cực là: 2FeCl3 2FeCl2 + Cl2 CuCl2 Cu + Cl2 2HCl H2 + Cl2 FeCl2 Fe + Cl2 III – ĐỊNH LUẬT FARADAY Khối lượng chất giải phóng điện cực tỉ lệ với điện lượng qua dung dịch đương lượng chất m= Trong đó: - m: khối lượng chất giải phóng điện cực (gam) - A: khối lượng mol nguyên tử chất thu điện cực - n: số electron mà nguyên tử ion cho nhận - I: cường độ dòng điện (A) - t: thời gian điện phân (s) - F: số Faraday điện tích mol electron hay điện lượng cần thiết để mol electron chuyển dời mạch catot anot (F = 1,602.10-19.6,022.1023 ≈ 96500 C.mol-1) - : đƣơng lƣợng gam hóa học Biểu thức liên hệ: Q = I.t = 96500.ne ne = (ne số mol electron trao đổi điện cực) Ví dụ: Điện phân 100 ml dung dịch NaCl với điện cực trơ có màng ngăn với cường độ dòng điện I = 1,93A Dung dịch thu sau điện phân có pH = 12 Biết thể tích dung dịch không đổi, clo không hòa tan nước hiệu suất điện phân 100% Thời gian tiến hành điện phân là: A 50 s B 60 s C 100 s D 200 s Giải: pH = 12 [OH-] = 10-2 nOH- = 10-3 M Tại catot (–) xảy phản ứng: 2H2O + 2e H2 + 2OH- ne = 10-3 mol t = = = 50 s mH2 = 10-3 gam t = = 50 s Đáp án A IV - ỨNG DỤNG CỦA ĐIỆN PHÂN Sự điện phân có nhiều ứng dụng công nghiệp Điều chế kim loại (xem điều chế kim loại) Điều chế số phi kim nhƣ H2, O2, F2, Cl2 Điều chế số hợp chất nhƣ NaOH, H2O2, nƣớc Gia – ven Tinh chế số kim loại nhƣ Cu, Pb, Zn Fe Ag, Au… Mạ điện Điện phân với anot tan dùng mạ điện, nhằm bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mòn tạo vẻ đẹp cho vật mạ Anot kim loại dùng để mạ (như hình vẽ vàng) catot vật cần mạ (cái thìa) Lớp mạ thường mỏng, có độ dày từ 5.10-5 ÷ 1.10-3 cm Ví dụ minh họa Ví dụ 1: Điện phân hòa toàn 2,22 gam muối clorua kim loại trạng thái nóng chảy thu 448 ml khí (ở đktc) anot Kim loại muối là: A Na B Ca C K D Mg Hướng dẫn: nCl2 = 0,02 Tại catot: Mn+ + ne → M Theo đlbt khối lượng mM = m(muối) – m(Cl2) = 2,22 – 0,02.71 = 0,8 gam Tại anot: 2Cl– → Cl2 + 2e Theo đlbt mol electron ta có nM = → M = 20.n → n = M Ca (hoặc viết phương trình điện phân MCln M + n/2Cl2 để tính) → đáp án B Ví dụ 2: Tiến hành điện phân (với điện cực Pt) 200 gam dung dịch NaOH 10 % đến dung dịch NaOH bình có nồng độ 25 % ngừng điện phân Thể tích khí (ở đktc) thoát anot catot là: A 149,3 lít 74,7 lít B 156,8 lít 78,4 lít C 78,4 lít 156,8 lít D 74,7 lít 149,3 lít Hướng dẫn: mNaOH (trước điện phân) = 20 gam Điện phân dung dịch NaOH thực chất điện phân nước: H2O → 1/2 O2 (anot) + H2 (catot) → NaOH không đổi → m (dung dịch sau điện phân) = 80 gam → m (H2O bị điện phân) = 200 – 80 = 120 gam → nH2O = 20/3 mol → VO = 74,7 lít VH = 149,3 lít → đáp án D Ví dụ 3: Sau thời gian điện phân 200 ml dung dịch CuSO4 ( d = 1,25 g/ml) với điện cực graphit (than chì) thấy khối lượng dung dịch giảm gam Để làm kết tủa hết ion Cu2+ lại dung dịch sau điện phân cần dùng 100 ml dung dịch H2S 0,5 M Nồng độ phần trăm dung dịch CuSO4 ban đầu là: A 12,8 % B 9,6 % C 10,6 % D 11,8 % Hướng dẫn: nH2S = 0,05 mol - Gọi x số mol CuSO4 tham gia trình điện phân: CuSO4 + H2O → Cu + 1/2O2 + H2SO4 (1) → m (dung dịch giảm) = m Cu(catot) + m O2(anot) = 64x + 16x = → x = 0,1 mol - CuSO4 + H2S → CuS + H2SO4 (2) → nH2S = nCuSO4 = 0,05 mol - Từ (1) (2) → nCuSO4 (ban đầu) = 0,1 + 0,05 = 0,15 (mol) → C% = → đáp án B ... bảo v điện hóa dùng kim loại có tính khử mạnh làm v t hi sinh để bảo v v t liệu kim loại V t hi sinh kim loại cần bảo v hình thành pin điện, v t hi sinh đóng vai trò cực âm bị ăn mòn V dụ:... cực âm bị ăn mòn V dụ: Để bảo v v tàu biển thép, người ta gắn chặt kẽm v o phần v tàu ngâm nước biển V gắn miếng Zn lên v tàu thép hình thành pin điện, phần v tàu thép cực dương, Zn cực... – ven Tinh chế số kim loại nhƣ Cu, Pb, Zn Fe Ag, Au… Mạ điện Điện phân v i anot tan dùng mạ điện, nhằm bảo v kim loại khỏi bị ăn mòn tạo v đẹp cho v t mạ Anot kim loại dùng để mạ (như hình v