PHẢN ỨNG HÓA HỌC – PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ – ĐIỆN PHÂN – TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HÓA HỌC_04

36
CHƯƠNG IV.
PHẢN ỨNG HÓA HỌC – PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ –
ĐIỆN PHÂN – TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HÓA HỌC

I. PHẢN ỨNG HÓA HỌC

Quá trình biến đổi các chất này thành các chất khác được gọi là phản ứng hoá học.
Trong phản ứng hoá học tổng khối lượng các chất tham gia phản ứng bằng tổng khối
lượng các chất tạo thành sau phản ứng.

Các dạng phản ứng hoá học cơ bản:

a) Phản ứng phân tích là phản ứng trong đó một chất bị phân tích thành nhiều chất
mới.

Ví dụ: CaCO
3
= CaO + CO
2
↑

b) Phản ứng kết hợp là phản ứng trong đó hai hay nhiều chất kết hợp với nhau tạo
thành một chất mới.

Ví dụ. BaO + H
2
O = Ba(OH)
2
.

c) Phản ứng thế là phản ứng trong đó nguyên tử của ngyên tố này ở dạng đơn chất
thay thế nguyên tử của nguyên tố khác trong hợp chất.

Ví dụ. Zn + H
2
SO
4
loãng = ZnSO
4
+ H
2
↑

d) Phản ứng trao đổi là phản ứng trong đó các hợp chất trao đổi nguyên tử hay
nhóm nguyên tử với nhau.

Ví dụ. BaCl
2
+ NaSO
4
= BaSO
4
+ 2NaCl.

e) Phản ứng oxi hoá - khử

II. PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
1. Số oxi hoá.

Để thuận tiện khi xem xét phản ứng oxi hoá - khử và tính chất của các nguyên tố,
người ta đưa ra khái niệm số oxi hoá (còn gọi là mức oxi hoá hay điện tích hoá trị).

Số oxi hoá là điện tích quy ước mà nguyên tử có được nếu giả thuyết rằng cặp e liên
kết (do 2 nguyên tử góp chung) chuyển hoàn toàn về phía nguyên tử có độ âm điện lớn
hơn.

Số oxi hoá được tính theo quy tắc sau :

− Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong phân tử trung hoà điện bằng 0.

− Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong một ion phức tạp bằng điện tích
của ion. Ví dụ trong ion , số oxi hoá của H là +1, của O là −2 của S là +6.

+ 1 + 6 + (−2. 4) = − 1.

− Trong đơn chất, số oxi hoá của các nguyên tử bằng 0.

Ví dụ: Trong Cl
2
, số oxi hoá của Cl bằng 0.

− Khi tham gia hợp chất, số oxi hoá của một số nguyên tố có trị số không đổi như
sau.

+ Kim loại kiềm luôn bằng +1.

+ Kim loại kiềm thổ luôn bằng +2.

+ Oxi (trừ trong peoxit bằng − 1) luôn bằng − 2.

+ Hiđro (trừ trong hiđrua kim loại bằng − 1) luôn bằng − 2.


37
+ Al thường bằng +3.

Chú ý: Dấu của số oxi hoá đặt trước giá trị, còn dấu của ion đặt sau giá trị.

Ví dụ:



2. Định nghĩa phản ứng oxi hóa khử

− Phản ứng oxi hoá - khử là phản ứng trong đó có sự trao đổi e giữa các nguyên tử
hoặc ion của các chất tham gia phản ứng, do đó làm thay đổi số oxi hoá của chúng.

Ví dụ:


− Chất nhường e gọi là chất khử (hay chất bị oxi hoá).

Chất thu e gọi là chất oxi hoá (hay chất bị khử).

− Quá trình kết hợp e vào chất oxi hoá được gọi là sự khử chất oxi hoá


Quá trình tách e khỏi chất khử được gọi là sự oxi hoá chất khử:

3. Cân bằng phương trình phản ứng oxi hoá - khử.

−
−−
− Nguyên tắc khi cân bằng : Tổng số e mà chất khử cho phải bằng tổng số e mà chất
oxi hoá nhận và số nguyên tử của mỗi nguyên tố được bảo toàn.

−
−−
− Quá trình cân bằng tiến hành theo các bước:

1) Viết phương trình phản ứng, nếu chưa biết sản phẩm thì phải dựa vào điều kiện
cho ở đề bài để suy luận.

2) Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi. Đối với những
nguyên tố có số oxi hoá không thay đổi thì không cần quan tâm.

3) Viết các phương trình e (cho - nhận e).

4) Cân bằng số e cho và nhận.

5) Đưa hệ số tìm được từ phương trình e vào phương trình phản ứng.

6) Cân bằng phần không tham gia quá trình oxi hoá - khử.

Ví dụ: Cho miếng Al vào dd axit HNO
3
loãng thấy bay ra chất khí không màu,

không mùi, không cháy, nhẹ hơn không khí, viết phương trình phản ứng và cân bằng.

Giải: Theo đầu bài, khí bay ra là N
2
.

Phương trình phản ứng (bước 1):




Bước 5:


Bước 6: Ngoài 6 HNO
3
tham gia quá trình oxi hoá - khử còn 3.10 = 3OHNO
3
tạo
thành muối nitrat (10Al(NO
3
)
3
).

Vậy tổng số phân tử HNO
3
là 36 và tạo thành 18H
2
O.

Phương trình cuối cùng:


Dạng ion:


38

Chú ý: Đối với những phản ứng tạo nhiều sản phẩm trong đó nguyên tố ở nhiều số
oxi hoá khác nhau, ta có thể viết gộp hoặc viết riêng từng phản ứng đối với từng sản
phẩm, sau đó nhân các phản ứng riêng với hệ số tỷ lệ theo điều kiện đầu bài. Cuối
cùng cộng gộp các phản ứng lại.

Ví dụ: Cân bằng phản ứng:



Giải

Các phản ứng riêng (đã cân bằng theo nguyên tắc trên):



Để có tỷ lệ mol trên, ta nhân phương trình (1) với 9 rồi cộng 2 phương trình lại:



4. Một số dạng phản ứng oxi hoá - khử đặc biệt

1. Phản ứng oxi hoá − khử nội phân tử.

Chất oxi hoá và chất khử là những nguyên tử khác nhau nằm trong cùng một phân
tử.

Ví dụ.


2. Phản ứng tự oxi hoá - tự khử

Chất oxi hoá và chất khử cùng là một loại nguyên tử trong hợp chất.

Ví dụ: Trong phản ứng.




c) Phản ứng có 3 nguyên tố thay đổi số oxi hoá.

Ví dụ: Cân bằng phản ứng sau theo phương pháp cân bằng e




d) Phản ứng oxi hoá - khử có môi trường tham gia.

− Ở môi trường axit thường có ion H
+
tham gia tạo thành H
2

O. Ví dụ:


− Ở môi trường kiềm thường có ion OH
−
tham gia tạo thành H
2
O. Ví dụ:



− Ở môi trường trung tính có thể có H
2
O tham gia. Ví dụ:


39

III. SỰ ĐIỆN PHÂN
1. Định nghĩa.

Điện phân là sự thực hiện các quá trình oxi hoá - khử trên bề mặt điện cực nhờ
dòng điện một chiều bên ngoài

Quá trình điện phân được biểu diễn bằng sơ đồ điện phân. Ví dụ: Sơ đồ điện phân
NaCl nóng chảy.



Ở catôt: xảy ra quá trình khử.

Ở anôt: xảy ra quá trình oxi hoá.



Phương trình điện phân NaCl nóng chảy:



2. Điện phân hợp chất nóng chảy.

Ở trạng thái nóng chảy, các tinh thể chất điện phân bị phá vỡ thành các ion chuyển
động hỗn loạn. Khi có dòng điện một chiều chạy qua, ion dương chạy về catôt và bị
khử ở đó, ion âm chạy về anôt và bị oxi hoá ở đó.

Ví dụ: Điện phân KOH nóng chảy.



Phương trình điện phân



Điện phân nóng chảy xảy ra ở nhiệt độ cao nên có thể xảy ra phản ứng phụ giữa sản
phẩm điện phân (O
2
, Cl
2 ...

) và điện cực (anôt) thường làm bằng than chì. Ví dụ: điện
phân Al
2
O
3
nóng chảy (có pha thêm criolit 3NaF.AlF
3
) ở 1000
o
C



Phương trình điện phân



Phản ứng phụ:


40

(Than chì làm anôt bị mất dần, nên sau một thời gian phải bổ sung vào điện cực).

Ứng dụng: Phương pháp điện phân hợp chất nóng chảy được dùng để điều chế các
kim loại hoạt động mạnh:

− Điều chế kim loại kiềm: Điện phân muối clorua hoặc hiđroxit nóng chảy.

− Điều chế kim loại kiềm thổ: Điện phân muối clorua nóng chảy.

− Điều chế Al: Điện phân Al
2
O
3
nóng chảy.

3. Điện phân dd nước

a) Nguyên tắc:

Khi điện phân dd, tham gia các quá trình oxi hoá - khử ở điện cực ngoài các ion của
chất điện phân còn có thể có các ion H
+
và OH
−
của nước và bản thân kim loại làm
điện cực. Khi đó quá trình oxi hoá - khử thực tế xảy ra phụ thuộc vào so sánh tính oxi
hoá - khử mạnh hay yếu của các chất trong bình điện phân.

b) Thứ tự khử ở catôt

Kim loại càng yếu thì cation của nó có tính oxi hoá càng mạnh và càng dễ bị khử ở
catôt (trừ trường hợp ion H
+
). Có thể áp dụng quy tắc sau:

− Dễ khử nhất là các cation kim loại đứng sau Al trong dãy thế điện hoá (trừ ion
H
+

), trong đó ion kim loại càng ở cưối dãy càng dễ bị khử.

− Tiếp đến là ion H
+
của dd

− Khó khử nhất là các ion kim loại mạnh, kể từ Al, về phía đầu dãy thế điện hoá.

(Al
3+
, Mg
2+
, Ca
2+
, Na
+
, …). Những ion này thực tế không bao giờ bị khử khi điện
phân trong dd.

c) Thứ tự oxi hoá ở canôt

Nói chung ion hoặc phân tử nào có tính khử mạnh thì càng dễ bị oxi hoá. Có thể áp
dụng kinh nghiệm sau:

− Dễ bị oxi hoá nhất là bản thân các kim loại dùng làm anôt. Trừ trường hợp anôt
trơ (không bị ăn mòn) làm bằng Pt, hay than chì (C).

− Sau đó đến các ion gốc axit không có oxi: I
−
, Br

−
, Cl
−
, …

− Rồi đến ion OH
−
của nước hoặc của kiềm tan trong dd.

− Khó bị oxi hoá nhất là các anion gốc axit có oxi như , ,… Thực tế các
anion này không bị oxi hoá khi điện phân dd.

d) Một số ví dụ áp dụng quy tắc trên.

Ví dụ 1: Điện phân dd CuCl
2
với điện cực than chì:



Phương trình điện phân:



Ví dụ 2: Điện phân dd NiCl
2
với điện cực bằng niken


41

Thực chất quá trình điện phân là sự vận chuyển Ni từ anôt sang catôt nhờ dòng
điện. Phương pháp được ứng dụng để tinh chế kim loại.

Ví dụ 3: Điện phân dd Na
2
SO
4
với điện cực Pt:



Phương trình điện phân:


Ví dụ 4: Điện phân dd NaCl với anôt bằng than chì:



Phương trình điện phân:



Trong quá trình điện phân, dd ở khu vực xung quanh catôt, ion H
+
bị mất dần., H
2
O
tiếp tục điện li, do đó ở khu vực này giàu ion OH

−
tạo thành (cùng với Na
+
) dd NaOH.

Ở anôt, ion Cl
−
bị oxi hoá thành Cl
2
. Một phần hoà tan vào dd và một phần khuếch
tán sang catôt, tác dụng với NaOH tạo thành nước Javen:



Vì vậy muốn thu được NaOH phải tránh phản ứng tạo nước Javen bằng cách dùng
màng ngăn bao bọc lấy khu vực anôt để ngăn khí Cl
2
khuếch tán vào dd.

Ví dụ 5: Điện phân dd KNO
3
với anôt bằng Cu.



Khi điện phân, ở khu vực catôt, ion H
+
mất dần, nồng độ OH
−
tăng dần, dd ở đó có

tính kiềm tăng dần. ở anôt ion Cu
2+
tan vào dd.


42
Trong dd xảy ra phản ứng.



Phương trình điện phân:



Bản thân KNO
3
không bị biến đổi nhưng nồng độ tăng dần.

Ứng dụng của điện phân dd:

− Điều chế kim loại đứng sau Al trong dãy thế điện hoá.

− Tinh chế kim loại.

− Mạ và đúc kim loại bằng điện.

− Điều chế một số hoá chất thông dụng: H
2
, Cl
2

, O
2
,…, hiđroxit kim loại kiềm

− Tách riêng một số kim loại khỏi hỗn hợp dd.

4. Công thức Farađây


Trong đó: m là khối lượng chất được giải phóng khi điện phân (gam)

A là khối lượng mol của chất đó.

n là số e trao đổi khi tạo thành một nguyên tử hay phân tử chất đó.

Q là điện lượng phóng qua bình điện phân (Culông).

F là số Farađây (F = 96500 Culông.mol
-1
)

l là cường độ dòng điện (Ampe)

t là thời gian điện phân (giây)

Ví dụ: Tính khối lượng oxi được giải phóng ở anôt khi cho dòng điện 5 ampe qua
bình điện phân đựng dd Na
2
SO
4

trong 1 giờ 20 phút 25 giây.

Giải:

Áp dụng công thức Farađây:

A = 16, n = 2, t = 4825 giây, I = 5;



IV. HIỆU ỨNG NHIỆT CỦA PHẢN ỨNG
a) Năng lượng liên kết. Năng lượng liên kết là năng lượng được giải phóng khi
hình thành liên kết hoá học từ các nguyên tố cô lập.

Năng lượng liên kết được tính bằng kJ.mol và ký hiệu là E
1k
. Ví dụ năng lượng liên
kết của một số mối liên kết như sau.

H - H Cl - Cl H - Cl

E
1k
= 436 242 432

b) Hiệu ứng nhiệt của phản ứng là nhiệt toả ra hay hấp thụ trong một phản ứng
hoá học. Hiệu ứng nhiệt được tính bằng kJ.mol và ký hiệu là Q.

Khi Q >0: phản ứng toả nhiệt.

Khi Q<0: phản ứng thu nhiệt.

Ví dụ: CaCO
3
= CaO + CO
2
↑ - 186,19kJ.mol.


Phản ứng đốt cháy, phản ứng trung hoà thuộc loại phản ứng toả nhiệt. Phản ứng
nhiệt phân thường là phản ứng thu nhiệt.


43
- Muốn tính hiệu ứng nhiệt của các phản ứng tạo thành các hợp chất từ đơn chất
hoặc phân huỷ một hợp chất thành các đơn chất ta dựa vào năng lượng liên kết.

Ví dụ: Tính năng lượng toả ra trong phản ứng.

H
2
+ Cl
2
= 2HCl.

Dựa vào năng lượng liên kết (cho ở trên) ta tính được.

Q = 2E
1k
(HCl) - [E

1k
(H
2
) + E
1k
(Cl
2
)] = 2 . 432 - (436 + 242) = 186kJ.mol.

- Đối với phản ứng phức tạp, muốn tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng ta dựa vào
nhiệt tạo thành của các chất (từ đơn chất), do đó đơn chất trong phản ứng không tính
đến (ở phản ứng trên, nhiệt tạo thành HCl là 186.2 = 93 kJ.mol

Ví dụ: Tính khối lượng hỗn hợp gồm Al và Fe
3
O
4
cần phải lấy để khi phản ứng theo
phương trình.

toả ra 665,25kJ, biết nhiệt tạo thành của Fe
3
O
4
là 1117 kJ.mol, của Al
2
O
3
là 1670
kJ.mol.

Giải:

Tính Q của phản ứng: 3Fe
3
O
4
+ 8Al = 4Al
2
O
3
+ 9Fe (1)


Theo (1), khối lượng hỗn hợp hai chất phản ứng với nhiệt lượng Q là :

3 . 232 + 8 . 27 = 912g

Để tỏa ra lượng nhiệt 665,25 kJ thì khối lượng hỗn hợp cần lấy :


V. TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HÓA HỌC
a) Định nghĩa: Tốc độ phản ứng là đại lượng biểu thị mức độ nhanh chậm của phản
ứng. Ký hiệu là V
p.ư
.


Trong đó : C
1

là nồng độ đầu của chất tham gia phản ứng (mol/l).

C
2
là nồng độ của chất đó sau t giây phản ứng (mol/l).

b) Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng:

− Phụ thuộc bản chất của các chất phản ứng.

− Tốc độ phản ứng tỷ lệ thuận với nồng độ các chất tham gia phản ứng. Ví dụ, có
phản ứng. A + B = AB.

V
p.ư
= k . C
A
. C
B
.

Trong đó, k là hằng số tốc độ đặc trưng cho mỗi phản ứng.

− Nhiệt độ càng cao thì tốc độ phản ứng càng lớn.

− Chất xúc tác làm tăng tốc độ phản ứng nhưng bản thân nó không bị thay đổi về số
lượng và bản chất hoá học sau phản ứng.

c) Phản ứng thuận nghịch và trạng thái cân bằng hoá học.

− Phản ứng một chiều (không thuận nghịch) là phản ứng chỉ xảy ra một chiều và có
thể xảy ra đến mức hoàn toàn.

Ví dụ:

−
Phản ứng thuận nghịch là phản ứng đồng thời xảy ra theo hai chiều ngược nhau.

Ví dụ: CH
3
COOH + CH
3
OH CH
3
COOCH
3
+ H
2
O

− Trong hệ thuận nghịch, khi tốc độ phản ứng thuận (v
t
) bằng tốc độ phản ứng
nghịch (v
n
) thì hệ đạt tới trạng thái cân bằng. Nghĩa là trong hệ, phản ứng thuận và