5,1 full lý thuyết chương v

Full Tý Thuyết Chƣơng V-ĐẠI CƢƠNG VỀ KIM LOẠI
Biên Soạn: Nguyễn Văn Công
Đc: />
KIM LOẠI
I – VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN
- Nhóm IA (trừ H), nhóm IIA: các kim loại này là những nguyên tố s
- Nhóm IIIA (trừ B), một phần của các nhóm IVA, VA, VIA: các kim loại này là những nguyên tố p
- Các nhóm B (từ IB đến VIIIB): các kim loại chuyển tiếp, chúng là những nguyên tố d
- Họ lantan và actini (xếp riêng thành hai hàng ở cuối bảng): các kim loại thuộc hai họ này là những nguyên
tố f
* Nhận xét: đa số các nguyên tố hóa học đã biết là nguyên tố kim loại (trên 80 %)
II – CẤU TẠO VÀ LIÊN KẾT TRONG TINH THỂ KIM LOẠI
1. Cấu tạo nguyên tử kim loại
- Hầu hết các nguyên tử kim loại có 1, 2 hoặc 3 electron ở lớp ngoài cùng
- Bán kính nguyên tử của các nguyên tố kim loại (ở phía dưới, bên trái bảng tuần hoàn) nhìn chung lớn hơn
bán kính nguyên tử các nguyên tố phi kim (ở phía trên, bên phải bảng tuần hoàn)
2. Cấu tạo mạng tinh thể kim loại
Có ba kiểu mạng tinh thể kim loại đặc trưng là lập phương tâm khối, lập phương tâm diện và lục phương
3. Liên kết kim loại
Là liên kết hóa học hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa ion dương kim loại nằm ở các nút mạng tinh thể và
các electron tự do di chuyển trong toàn bộ mạng lưới tinh thể kim loại
III – TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI
1. Tính chất chung
- Kim loại có tính chất vật lí chung là dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt và có ánh kim.
- Các tính chất vật lí chung này là do các e tự do có trong mạng tinh thể kim loại gây ra.
2. Một số tính chất vật lí khác
- Tỉ khối: của các kim loại rất khác nhau nhưng 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 rất cứng.
Tỷ khối, nhiệt độ nóng chảy và tính cứng của kim loại phụ thuộc vào nhiều yếu tố như kiểu mạng tinh
thể; mật độ e; khối lượng mol của kim loại...
IV – TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI
Tính chất đặc trưng của kim loại là tính khử (nguyên tử kim loại dễ bị oxi hóa thành ion dương):
M → Mn+ + ne
1. Tác dụng với phi kim
Hầu hết các kim loại khử được phi kim điển hình thành ion âm
Ví dụ:

4Al + 3O2
2Fe + 3Cl2
Hg + S → HgS

2. Tác dụng với axit
a) Đối với dung dịch HCl, H2SO4 loãng:

2Al2O3
2FeCl3

M + nH+ → Mn+ + n/2H2
(M đứng trước hiđro trong dãy thế điện cực chuẩn)
b) Đối với H2SO4 đặc, HNO3 (axit có tính oxi hóa mạnh):
- Kim loại thể hiện nhiều số oxi hóa khác nhau khi phản ứng với H2SO4 đặc, HNO3 sẽ đạt số oxi hóa cao
nhất
- Hầu hết các kim loại phản ứng được với H2SO4 đặc nóng (trừ Pt, Au) và H2SO4 đặc nguội (trừ Pt, Au, Fe,


Al, Cr…), khi đó S+6 trong H2SO4 bị khử thành S+4 (SO2) ; So hoặc S-2 (H2S)

- Hầu hết các kim loại phản ứng được với HNO3 đặc nóng (trừ Pt, Au) và HNO3 đặc nguội (trừ Pt, Au, Fe,
Al, Cr…), khi đó N+5 trong HNO3 bị khử thành N+4 (NO2)
- Hầu hết các kim loại phản ứng được với HNO3 loãng (trừ Pt, Au), khi đó N+5 trong HNO3 bị khử thành
N+2(NO) ; N+1 (N2O) ; No (N2) hoặc N-3 (NH4+)
- Các kim loại có tính khử càng mạnh thường cho sản phẩm khử có số oxi hóa càng thấp. Các kim loại như
Na, K…sẽ gây nổ khi tiếp xúc với các 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
3. Tác dụng với dung dịch muối
- Với Na, K, Ca và Ba phản ứng với nước trước sau đó dung dịch kiềm tạo thành sẽ phản ứng với muối.
- Với các kim loại không tan trong nước, kim loại hoạt động (đứng trước) đẩy được kim loại kém hoạt động
(đứng sau) ra khỏi dung dịch muối của chúng theo quy tắc α.
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Chú ý:
2Fe3+ + Fe → 3Fe2+
Cu + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+
Fe2+ + Ag+ → Ag + Fe3+
5. Tác dụng với dung dịch kiềm
Các kim loại mà hiđroxit của chúng có tính lưỡng tính như Al, Zn, Be, Sn, Pb…tác dụng được với dung
dịch kiềm (đặc). Trong các phản ứng này, kim loại đóng vai trò là chất khử, H2O là chất oxi hóa và bazơ
làm môi trường cho phản ứng
Ví dụ: phản ứng của Al với dung dịch NaOH được hiểu là phản ứng của Al với nước trong môi trường kiềm

và gồm hai quá trình:
2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2
Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]
Cộng hai phương trình trên ta được một phương trình:
2Al + 6H2O + 2NaOH → 2Na[Al(OH)4] + 3H2
6. Tác dụng với oxit kim loại
Các kim loại mạnh khử được các oxit kim loại yếu hơn ở 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 và dạng khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa – khử. Một cặp oxi hóa –
khử được biểu diễn dưới dạng oxi hóa/khử (Mn+/M).
Ví dụ: Cu2+ và Cu tạo thành một cặp oxi hóa – khử Cu2+/Cu
II – PIN ĐIỆN HÓA
1. Khái niệm về pin điện hóa, suất điện động và thế điện cực
- Suất điện động của pin (E) là hiệu của thế điện cực dương (E(+)) và điện cực âm (E(-)). Điện cực dương là
điện cực có thế lớn hơn và suất điện động của pin luôn là số dƣơng
E = E(+) – E(-)
- Suất điện động chuẩn của pin (Eo) là suất điện động khi nồng độ ion kim loại ở điện cực đều bằng 1M (ở
25oC)
Eo = Eo(+) – Eo(-) hoặc Eo = Eocatot – Eoanot
o
o
2+
o
2+
- Ví dụ E = E Cu /Cu – E Zn /Zn gọi là suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn – Cu

2. Cơ chế phát sinh dòng điện trong pin điện hóa
Giải thích hiện tượng của thí nghiệm:
- Điện cực Zn bị oxi hóa: Zn → Zn2+ + 2e (sự mất electron xảy ra trên bề mặt lá Zn và lá Zn trở thành nguồn
electron nên đóng vai trò cực âm, các electron theo dây dẫn đến cực Cu). Do vậy cực Zn bị ăn mòn


- Trong cốc đựng dung dịch CuSO4, các ion Cu2+ di chuyển đến lá Cu, tại đây chúng bị khử thành Cu kim
loại bám trên cực đồng: Cu2+ + 2e → Cu. Nồng độ Cu2+ trong dung dịch giảm dần, khiến cho màu xanh
trong dung dịch nhạt dần
- Trong quá trình hoạt động của pin điện hóa Zn – Cu, nồng độ ion Zn2+ trong cốc đựng dung dịch
ZnSO4 tăng dần, nồng độ ion Cu2+ trong cốc kia giảm dần. Đến một lúc nào đó, dòng electron trong dây dẫn
không còn, dòng điện tự ngắt
- Để duy trì được dòng điện trong quá trình hoạt động của pin điện hóa, người ta dùng cầu muối. Vai trò của
cầu muối là trung hòa điện tích của 2 dung dịch: các ion dương Na+ hoặc K+ và Zn2+ di chuyển qua cầu
muối đến cốc đựng dung dịch CuSO4. Ngược lại , các ion âm SO42- hoặc NO3- di chuyển qua cầu muối đến
dung dịch ZnSO4
- Ở mạch ngoài (dây dẫn), dòng electron đi từ cực Zn sang cực Cu còn dòng điện đi từ cực Cu sang cực Zn.
Vì thế điện cực Zn được gọi là anot (nơi xảy ra sự oxi hóa), điện cực Cu được gọi là catot (nơi xảy ra sự
khử). Vậy trong pin điện hóa, anot là cực âm còn catot là cực dƣơng
- Phương trình hóa học của phản ứng xảy ra trong pin điện hóa Zn – Cu: quy tắc α
Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu
=> Kết luận:
- Có sự biến đổi nồng độ của các ion Cu2+ và Zn2+ trong quá trình hoạt động của pin
- Năng lượng của phản ứng oxi hóa – khử trong pin điện hóa đã sinh ra dòng điện một chiều
- Những yếu tố ảnh hưởng đến suất điện động của pin điện hóa như: nhiệt độ, nồng độ của ion kim loại, bản
chất của kim loại làm điện cực
III – THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI
1. Điện cực hiđro chuẩn
Cấu tạo của điện cực hiđro chuẩn: gồm một thanh platin (Pt) được đặt trong một dung dịch axit có nồng độ
ion H+ là 1M (pH = 0). Bề mặt điện cực hấp thụ khi hiđro, được thổi liên tục vào dung dịch dưới áp suất 1

atm. Như vậy trên bề mặt điện cực hiđro xảy ra cân bằng oxi hóa – khử của cặp oxi hóa – khử 2H+/H2
Quy ước rằng: thế điện cực của điện cực hiđro chuẩn bằng 0,00 V ở mọi nhiệt độ, tức là:
Eo2H+/H = 0,00 V
2. Thế điện cực chuẩn của kim loại
Thế điện cực tiêu chuẩn của kim loại cần đoc được chấp nhận bằng bằng suất điện động của pin tạo bởi điện
cực hiđro chuẩn và điện cực chuẩn của kim loại cần đo. Có 2 trường hợp xảy ra với giá trị của thế điện cực
chuẩn:
- Thế điện cực chuẩn của cặp Mn+/M là số dương nếu khả năng oxi hóa của ion Mn+ trong nửa pin Mn+/M là
mạnh hơn ion H+ trong nửa pin 2H+/H2
- Thế điện cực chuẩn của cặp Mn+/M là số âm nếu khả năng oxi hóa của ion Mn+ trong nửa pin Mn+/M là yếu
hơn ion H+trong nửa pin 2H+/H2
Ví dụ: Thế điện cực chuẩn của các cặp kim loại: EoZn2+/Zn = – 0,76 V ; EoAg+/Ag = + 0,80 V
IV – DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI
Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại còn được gọi là dãy thế oxi hóa – khử chuẩn của kim loại, hoặc dãy
thế khử chuẩn của kim loại. Tùy thuộc vào mục đích sử dụng, người ta dùng tên dãy sao cho phù hợp
V – Ý NGHĨA CỦA DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI
1. So sánh tính oxi hóa – khử
Trong dung môi nước, thế điện cực chuẩn của kim loại EoMn+/M càng lớn thì tính oxi hóa của cation
Mn+ càng mạnh và tính khử của kim loại M càng yếu và ngược lại
2. Xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử
Xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử cũng là sự tìm hiểu về phản ứng đó trong điều kiện tự nhiên có
xảy ra hay không. Có một số phương pháp xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử:
a) Phương pháp 1 (phương pháp định tính):
- Kim loại của cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn khử được cation kim loại của cặp oxi hóa –
khử có thế điện cực chuẩn lớn hơn (nói cách khác, cation kim loại trong cặp oxi hóa – khử có thế điện cực
chuẩn lớn hơn có thể oxi hóa được kim loại trong cặp có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn)
- Ví dụ: ion Pb2+ có oxi hóa được Zn hay không trong phản ứng: Pb2+(dd) + Zn(r) → Pb(r) + Zn2+(dd)
Nếu phản ứng hóa học trên xảy ra giữa 2 cặp oxi hóa – khử Pb2+/Pb và Zn2+/Zn, ta viết các cặp oxi hóa –
khử trên theo trình tự: cặp nào có giá trị Eo lớn hơn ở bên phải, cặp nào có giá trị Eo nhỏ hơn ở bên trái.

Theo quy tắc α: ion Pb2+ oxi hóa được Zn, sản phẩm là những chất oxi hóa (Zn2+) và chất khử (Pb) yếu
hơn. Phản ứng trên có xảy ra
- Kim loại trong cặp oxi hóa – khử có thế điện cực chuẩn âm khử được ion hiđro của dung dịch axit (nói
cách khác, cation H+ trong cặp 2H+/H2 có thể oxi hóa được kim loại trong cặp oxi hóa – khử có thế điện cực
chuẩn âm)
b) Phương pháp 2 (phương pháp định lượng):
Quay lại ví dụ ion Pb2+ có oxi hóa được Zn hay không trong phản ứng: Pb2+(dd) + Zn(r) → Pb(r) +
Zn2+(dd). Phản ứng hóa học trên được 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 của cả phản ứng (Eopư) được tính theo công thức: Eopư = EoPb2+/Pb – EoZn2+/Zn = -0,13 – (–
0,76) = +0,63 V
Eo của phản ứng oxi hóa – khử là số dương (Eopư > 0), kết luận là phản ứng trên có xảy ra
3. Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa
Eopin = Eo(+) – Eo(-)
Ví dụ: suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn – Cu là: Eopin = EoCu2+/Cu – EoZn2+/Zn = 0,34 – (–0,76) = 1,10
V
4. Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa – khử
Ví dụ: Biết suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn – Ag là 1,56 V và thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa
– khử Ag+/Ag là +0,80 V. Hãy xác định thế điện cực chuẩn của 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
1. Định nghĩa
Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi kim khác
Ví dụ: Thép là hợp kim của sắt với cacbon và một số nguyên tố khác. Đuyra là hợp kim của nhôm với đồng,
magie, mangan, silic
2. Cấu tạo tinh thể của hợp kim

Hợp kim có cấu tạo tinh thể. Có các loại tinh thể sau: tinh thể hỗn hợp, tinh thể dung dịch rắn và tinh thể
hợp chất hóa học
a) Tinh thể hỗn hợp:
- Có nguồn gốc từ khi hỗn hợp các đơn chất trong hợp kim ở trạng thái lỏng. Ở trạng thái này, các đơn chất
không tan vào nhau và cũng không tác dụng hóa học với nhau
- Các đơn chất tham gia hợp kim có tính chất hóa học và kiểu mạng tinh thể không khác nhau nhiều, nhưng
kích thước các ion khác nhau.
Ví dụ: hợp kim Cd – Bi, hợp kim Sn – Pb…
- Kiểu liên kết hóa học chủ yếu là liên kết kim loại
- Thường có nhiệt độ nóng chảy thấp
b) Tinh thể dung dịch rắn:
- Có nguồn gốc từ hỗn hợp các đơn chất trong hợp kim ở trạng thái lỏng. Ớ trạng thái này, các đơn chất
trong hỗn hợp tan vào nhau không theo một tỉ lệ nào nhất 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 và kích
thước các ion không khác nhau nhiều.
Ví dụ: hợp kim Au – Ag, hợp kim Fe – Mn…
- Kiểu liên kết hóa học chủ yếu là liên kết kim loại
c) Tinh thể hợp chất hóa học:
- Có nguồn gốc từ khi hợp kim ở trạng thái lỏng. Ở trạng thái này, nếu các đơn chất tham gia hợp kim có
kiểu mạng tinh thể khác nhau , tính chất hóa học khác nhau và kích thước các ion khác nhau rõ rệt thì giữa
những đơn chất này sẽ tạo ra hợp chất hóa học
- Khi hợp kim chuyển sang trạng thái rắn, ta có những tinh thể hợp chất hóa học. Ví dụ tinh thể hợp chất hóa


học Mg2Pb, AuZn, AuZn3, AuZn5, Al4C3…
- Kiểu liên kết hóa học là liên kết cộng hóa trị
II – TÍNH CHẤT CỦA HỢP KIM
1. Tính chất hóa học
Có tính chất hóa học tương tự của các đơn chất tham gia tạo thành hợp kim

2. Tính chất vật lí
- Tính chất vật lí và tính chất cơ học của hợp kim khác nhiều so với tính chất của các đơn chất
- Có tính dẫn điện, dẫn nhiệt, tính dẻo và ánh kim do trong hợp kim có các electron tự do
- Tính dẫn điện, dẫn nhiệt của hợp kim giảm so với kim loại thành phần do mật độ electron tự do trong hợp
kim giảm đi rõ rệt
- Có độ cứng cao hơn so với các kim loại thành phần do có sự thay đổi về cấu tạo mạng tinh thể, thay đổi về
thành phần của ion trong mạng tinh thể
- Có rất nhiều hợp kim khác nhau được chế tạo có hóa tính, cơ tính và lí tính ưu thế như 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 ở 210oC),…
- Hợp kim nhẹ, cứng và bền: Al–Si, Al–Cu–Mn–Mg
III - ỨNG DỤNG CỦA HỢP KIM
- Do có tính chất hóa học, vật lí, cơ học rất quý nên hợp kim được sử dụng rộng rãi trong các ngành kinh tế
quốc dân
- Có những hợp kim trơ với axit, bazơ và các hóa chất khác dùng chế tạo các máy móc, thiết bị dùng trong
nhà máy sản xuất hóa chất
- Có hợp kim chịu nhiệt cao, chịu ma sát mạnh dùng làm ống xả trong động cơ phản lực
- Có hợp kim có nhiệt độ nóng chảy rất thấp dùng chế tạo giàn ống dẫn nước chữa cháy tự động…

Sự ăn mòn kim loại
I – KHÁI NIỆM
Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường
M → Mn+ + ne
II – HAI DẠNG ĂN MÒN KIM LOẠI
Căn cứ vào môi trường và cơ chế của sự ăn mòn kim loại, người ta phân thành hai dạng chính: ăn mòn hóa
học và ăn mòn điện hóa
1. Ăn mòn hóa học

- Ăn mòn hóa học là quá trình oxi hóa – khử, trong đó kim loại phản ứng trực tiếp với các chất oxi hóa trong
môi trường (các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường) và không có
xuất hiện dòng điện
Ví dụ:
3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
3Fe + 2O2 Fe3O4
2. Ăn mòn điện hóa học
Ăn mòn điện hóa học là loại ăn mòn kim loại phổ biến và nghiêm trọng nhất trong tự nhiên
a) Khái niệm về ăn mòn điện hóa học
Vậy ăn mòn điện hóa học là quá trình oxi hóa – khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của dung dịch
chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm sang cực dương.
b) Điều kiện xảy ra ăn mòn điện hóa học: đồng thời cả 3 điều kiện sau
- Các điện cực phải khác nhau về bản chất. Có thể là cặp hai kim loại khác nhau, kim loại – phi kim hay kim
loại – hợp chất. Kim loại có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn là cực âm
- Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau qua dây dẫn


- Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li
c) Ăn mòn điện hóa học hợp kim của sắt (gang, thép) trong không khí ẩm
- Gang, thép là hợp kim Fe – C gồm những tinh thể Fe tiếp xúc trực tiếp với tinh thể C (graphit)
- Không khí ẩm có chứa H2O, CO2, O2…tạo ra lớp dung dịch chất điện li phủ lên bề mặt gang, thép làm
xuất hiện vô số pin điện hóa mà Fe là cực âm, C là cực dương.
- Ở cực âm xảy ra sự oxi hóa: Fe → Fe2+ + 2e
- Ở cực dương xảy ra sự khử: 2H+ + 2e → H2 và 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 sẽ bị mất nước tạo ra gỉ sắt có thành phần chủ yếu là Fe2O3.xH2O
3. So sánh sự ăn mòn hóa học và sự ăn mòn điện hóa học
Phân

loại

Sự ăn mòn hóa học

Sự ăn mòn điện hóa học

Điều
Thường xảy ra ở những thiết bị lò đốt
kiện xảy hoặc những thiết bị thường xuyên phải
ra ăn mòn tiếp xúc với hơi nước và khí oxi

- Các điện cực phải khác nhau, có thể là cặp hai kim
loại khác nhau hoặc cặp kim loại - phi kim hoặc cặp
kim loại - hợp chất hóa học (như Fe3C). Trong đó kim
loại có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn sẽ là cực âm.
- Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp
với nhau qua dây dẫn, các điện cực phải tiếp xúc với
dung dịch chất điện li.

Cơ chế
của sự ăn
mòn

Thiết bị bằng Fe tiếp xúc với hơi nước,
khí oxi thường xảy ra phản ứng:
3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2↑
3Fe + 2O2 Fe3O4

- Sự ăn mòn điện hóa một vật bằng gang (hợp kim Fe
- C)(hoặc thép) trong môi trường không khí ẩm có hòa

tan khí CO2, SO2, O2... sẽ tạo ra một lớp dung dịch
điện li phủ bên ngoài kim loại.
- Tinh thế Fe (cực âm), tinh thể C là cực dương.
Ở cực dương: xảy ra phản ứng khử:
2H+ + 2e → H2 ; O2 + 2H2O + 4e → 4OHỞ cực âm: xảy ra phản ứng oxi hóa:
Fe → Fe2+ + 2e
Những Fe2+ tan vào dung dịch chứa oxi → Fe3+ và
cuối cùng tạo gỉ sắt có thành phần Fe2O3.nH2O

Bản chất
của sự ăn
mòn

Là quá trình oxi hóa - khử, trong đó các
electron của kim loại được chuyển trực
tiếp đến các chất trong môi trường, ăn
mòn xảy ra chậm

Là sự ăn mòn kim loại do tác dụng của dung dịch chất
điện li và tạo nên dòng điện.
Mòn điện hóa xảy ra nhanh hơn ăn mòn hóa học.

III – CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI
1. Phƣơng pháp bảo vệ bề mặt
Phương pháp bảo vệ bề mặt là phủ lên bề mặt kim loại một lớp sơn, dầu mỡ, chất dẻo hoặc tráng, mạ bằng
một kim loại khác. Nếu lớp bảo vệ bị hư, kim loại sẽ bị ăn mòn
Ví dụ: Sắt tây là sắt tráng thiếc dùng làm hộp đựng thực phẩm vì thiếc là kim loại khó bị oxi hóa ở nhiệt độ
thường, màng oxit thiếc mỏng và mịn cũng có tác dụng bảo vệ thiếc và thiếc oxit không độc lại có màu
trắng bạc khá đẹp. Thiếc là kim loại mềm, dễ bị sây sát. Nếu vết sây sát sâu tới lớp sắt bên trong thì sẽ xảy
ra ăn mòn điện hóa học, kết quả là sắt bị ăn mòn nhanh

2. Phƣơng pháp điện hóa
Phương pháp bảo vệ điện hóa là dùng một kim loại có tính khử mạnh hơn làm vật hi sinh để bảo vệ vật liệu
kim loại. Vật hi sinh và kim loại cần bảo vệ hình thành một pin điện, trong đó vật hi sinh đóng vai trò cực
âm và bị ăn mòn
Ví dụ: Để bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép, người ta gắn chặt những tấm kẽm vào phần vỏ tàu ngâm trong nước
biển. Vì khi gắn miếng Zn lên vỏ tàu bằng thép sẽ hình thành một pin điện, phần vỏ tàu bằng thép là cực
dương, các lá Zn là cực âm và bị ăn mòn theo cơ chế:


- Ở anot (cực âm): Zn → Zn2+ + 2e
- Ở catot (cực dương): 2H2O + O2 + 4e → 4OHKết quả là vỏ tàu được bảo vệ, Zn là vật hi sinh, nó bị ăn mòn

Điện phân
I – KHÁI NIỆM
Sự điện phân là quá trình oxi hóa – khử xảy ra ở bề mặt các điện cực khi có dòng điện một chiều đi qua chất
điện li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li
- Trong quá trình điện phân, dưới tác dụng của điện trường các cation chạy về cực âm (catot) còn các anion
chạy về điện cực dương (anot), tại đó xảy ra phản ứng trên các điện cực (sự phóng điện)
- Tại catot xảy ra quá trình khử cation (Mn+ + ne → M) còn tại anot xảy ra quá trình oxi hóa anion (Xn- → X
+ ne)
II – SỰ ĐIỆN PHÂN CÁC CHẤT ĐIỆN LI
1. Điện phân chất điện li nóng chảy
Chỉ dùng điều chế các kim loại nhóm IA, IIA và Al.
Ví dụ 1: Điện phân NaCl nóng chảy có thể biểu diễn bằng 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 có thể biểu diễn bằng 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) có thể biểu diễn bằng sơ đồ:
Catot ( – )
Al2O3
Anot ( + )
3+
4| Al + 3e → Al
3| 2O2- → O2 + 4e
Phương trình điện phân là: 2Al2O3 4Al + 3O2
2. Điện phân dung dịch chất điện li trong nƣớc
a) Khả năng phóng điện của các cation ở catot: Ở catot có thể xảy ra các quá trình khử sau đây:
- Mn+ + ne → M
- 2H+(axit) + 2e → H2
- Hoặc ion hiđro của nước bị khử: 2H2O + 2e → H2 + 2OHDạng oxi hóa của những cặp có thế càng lớn càng dễ bị khử. Theo dãy thế oxi hóa – khử thì khả năng bị khử
của các ion kim loại như sau:
- Các cation từ Zn2+ đến cuối dãy Hg2+, Cu2+, Fe3+, Ag+…dễ bị khử nhất và thứ tự tăng dần
- Từ Al3+ đến các ion đầu dãy Na+, Ca2+, K+…không bị khử trong dung dịch
- Các ion H+ của axit dễ bị khử hơn các ion H+ của nước
b) Khả năng phóng điện của các anion ở anot: Ở anot xảy ra quá trình oxi hóa các anion gốc axit như Cl-,
S2-…hoặc ion OH- của bazơ kiềm hoặc nước
- 2Cl- → Cl2 + 2e
- 4OH- → O2 + 2H2O + 4e
- Hoặc ion OH- của nước bị oxi hóa: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e
Dạng khử của những cặp có thế oxi hóa – khử càng nhỏ càng dễ bị oxi hóa. Theo dãy thế oxi hóa – khử thì

khả năng bị oxi hóa của các anion như sau:
- Các anion gốc axit không chứa oxi dễ bị oxi hóa nhất theo thứ tự: RCOO- < Cl- < Br- < I- < S2-…
- Các anion gốc axit như NO3-, SO42-, PO43-, CO32-, ClO4-…không bị oxi hóa
- Riêng các ion OH- của kiềm hoặc của nước khó bị oxi hóa hơn các ion S2-, I-, Br-, Cl-…
- Nếu khi điện phân không dùng các anot trơ như graphit, platin (Pt) mà dùng các kim loại như Ni, Cu,
Ag…thì các kim loại này dễ bị oxi hóa hơn các anion vì thế oxi hóa – khử của chúng thấp hơn, và do đó
chúng tan vào dung dịch (anot tan)
c) Một số ví dụ:


- Điện phân dung dịch CuCl2 với anot trơ có thể biểu diễn bằng 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 có thể biểu diễn bằng 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 có thể biểu diễn bằng 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 không có 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 có thể biểu diễn bằng 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 bằng Cu có thể biểu diễn bằng 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 bằng Cu (như hình vẽ sau đây):

Ở catot ( – ): Cu2+(dd) + 2e Cu làm giảm nồng độ ion Cu2+ ở bên nhánh trái của ống chữ U
Ở anot ( + ): Cu(r) Cu2+(dd) + 2e làm tăng nồng độ ion Cu2+ ở bên nhánh trái của ống chữ U và anot dần
dần 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 và HCl với anot trơ có thể biểu diễn bằng 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 lần lượt xảy ra ở các điện cực là:
2FeCl3 2FeCl2 + Cl2
CuCl2 Cu + Cl2
2HCl H2 + Cl2
FeCl2 Fe + Cl2
III – ĐỊNH LUẬT FARADAY
Khối lượng chất giải phóng ở mỗi điện cực tỉ lệ với điện lượng đi qua dung dịch và đương lượng của chất
m=
Trong đó:
- m: khối lượng chất giải phóng ở điện cực (gam)
- A: khối lượng mol nguyên tử của chất thu được ở điện cực
- n: số electron mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận
- I: cường độ dòng điện (A)
- t: thời gian điện phân (s)

- F: hằng số Faraday là điện tích của 1 mol electron hay điện lượng cần thiết để 1 mol electron chuyển dời
trong mạch ở catot hoặc ở 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 là số mol electron trao đổi ở 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 được sau khi điện phân có pH = 12. Biết thể tích dung dịch không đổi, clo không hòa tan
trong nước và 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 ra phản ứng: 2H2O + 2e H2 + 2OH- ne = 10-3 mol t = = = 50 s
hoặc mH2 = 10-3 gam t = = 50 s Đáp án A
IV - ỨNG DỤNG CỦA ĐIỆN PHÂN
Sự điện phân có nhiều ứng dụng trong công nghiệp
1. Điều chế các kim loại (xem bài điều chế các kim loại)
2. Điều chế một số phi kim nhƣ H2, O2, F2, Cl2
3. Điều chế một số hợp chất nhƣ NaOH, H2O2, nƣớc Gia – ven
4. Tinh chế một số kim loại nhƣ Cu, Pb, Zn. Fe. Ag, Au…
5. Mạ điện
Điện phân với anot tan cũng được dùng trong mạ điện, nhằm bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mòn và tạo vẻ đẹp
cho vật mạ. Anot là kim loại dùng để mạ (như hình vẽ là vàng) còn catot là vật cần mạ (cái thìa). Lớp mạ
thường rất 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 ở trạng thái nóng chảy thu được 448 ml khí (ở
đktc) ở anot. Kim loại trong 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 = 2 và M là Ca
(hoặc có thể 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 khi dung dịch NaOH
trong bình có nồng độ 25 % thì ngừng điện phân. Thể tích khí (ở đktc) thoát ra ở anot và catot lần lượt là:
A. 149,3 lít và 74,7 lít
B. 156,8 lít và 78,4 lít
C. 78,4 lít và 156,8 lít
D. 74,7 lít và 149,3 lít
Hướng dẫn: mNaOH (trước điện phân) = 20 gam
Điện phân dung dịch NaOH thực chất là 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 và VH = 149,3 lít → đáp án D
Ví dụ 3: Sau một 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 8 gam. Để làm kết tủa hết ion Cu2+ còn lại trong dung dịch sau điện
phân cần dùng 100 ml dung dịch H2S 0,5 M. Nồng độ phần trăm của 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 là số mol CuSO4 tham gia quá trình điện phân: CuSO4 + H2O → Cu + 1/2O2 + H2SO4 (1) → m
(dung dịch giảm) = m Cu(catot) + m O2(anot) = 64x + 16x = 8 → x = 0,1 mol - CuSO4 + H2S → CuS +
H2SO4 (2)
→ nH2S = nCuSO4 = 0,05 mol
- Từ (1) và (2) → nCuSO4 (ban đầu) = 0,1 + 0,05 = 0,15 (mol) → C% =

→ đáp án B