Liên kết ion.

--------------------------------------------------------------------------------

Liên kết ion được hình thành giữa các nguyên tử có độ âm điện khác nhau nhiều (Dc ³ 1,7). Khi đó nguyên tố có độ âm điện lớn (các phi kim điển hình) thu e của nguyên tử có độ âm điện nhỏ (các kim loại điển hình) tạo thành các ion ngược dấu. Các ion này hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo thành phân tử.

Ví dụ :

Liên kết ion có đặc điểm: Không bão hoà, không định hướng, do đó hợp chất ion tạo thành những mạng lưới ion.

Liên kết ion còn tạo thành trong phản ứng trao đổi ion. Ví dụ, khi trộn dung dịch CaCl2 với dung dịch Na2CO3 tạo ra kết tủa CaCO3:

Liên kết cộng hoá trị:

--------------------------------------------------------------------------------

1. Đặc điểm.

Liên kết cộng hoá trị được tạo thành do các nguyên tử có độ âm điện bằng nhau hoặc khác nhau không nhiều góp chung với nhau các e hoá trị tạo thành các cặp e liên kết chuyển động trong cùng 1 obitan (xung quanh cả 2 hạt nhân) gọi là obitan phân tử. Dựa vào vị trí của các cặp e liên kết trong phân tử, người ta chia thành :

2. Liên kết cộng hoá trị không cực.

- Tạo thành từ 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố. Ví dụ : H : H, Cl : Cl.

- Cặp e liên kết không bị lệch về phía nguyên tử nào.

- Hoá trị của các nguyên tố được tính bằng số cặp e dùng chung.

3. Liên kết cộng hoá trị có cực.

- Tạo thành từ các nguyên tử có độ âm điện khác nhau không nhiều. Ví dụ : H : Cl.

- Cặp e liên kết bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.

- Hoá trị của các nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị có cực được tính bằng số cặp e dùng chung. Nguyên tố có độ âm điện lớn có hoá trị âm, nguyên tố kia hoá trị dương. Ví dụ, trong HCl, clo hoá trị 1-, hiđro hoá trị 1+.

4. Liên kết cho - nhận (còn gọi là liên kết phối trí).

Đó là loại liên kết cộng hoá trị mà cặp e dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp và được gọi là nguyên tố cho e. Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có e) được gọi là nguyên tố nhận e. Liên kết cho - nhận được ký hiệu bằng mũi tên (®) có chiều từ chất cho sang chất nhận.

Ví dụ quá trình hình thành ion NH4+ (từ NH3 và H+) có bản chất liên kết cho - nhận.

Sau khi liên kết cho - nhận hình thành thì 4 liên kết N - H hoàn toàn như nhau. Do đó, ta có thể viết CTCT và CTE của NH+4 như sau:

CTCT và CTE của HNO3:

Điều kiện để tạo thành liên kết cho - nhận giữa 2 nguyên tố A ® B là: nguyên tố A có đủ 8e lớp ngoài, trong đó có cặp e tự do(chưa tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan trống.

5. Liên kết d và liên kết p.

Về bản chất chúng là những liên kết cộng hoá trị.

a) Liên kết d. Được hình thành do sự xen phủ 2 obitan (của 2e tham gia liên kết)dọc theo trục liên kết. Tuỳ theo loại obitan tham gia liên kết là obitan s hay p ta có các loại liên kết d kiểu s-s, s-p, p-p:

Obitan liên kết d có tính đối xứng trục, với trục đối xứng là trục nối hai hạt nhân nguyên tử.

Nếu giữa 2 nguyên tử chỉ hình thành một mối liên kết đơn thì đó là liên kết d. Khi đó, do tính đối xứng của obitan liên kết d, hai nguyên tử có thể quay quanh trục liên kết.

b) Liên kết p. Được hình thành do sự xen phủ giữa các obitan p ở hai bên trục liên kết. Khi giữa 2 nguyên tử hình thành liên kết bội thì có 1 liên kết d, còn lại là liên kết p. Ví dụ trong liên kết d (bền nhất) và 2 liên kết p (kém bền hơn).

Liên kết p không có tính đối xứng trục nên 2 nguyên tử tham gia liên kết không có khả năng quay tự do quanh trục liên kết. Đó là nguyên nhân gây ra hiện tượng đồng phân cis-trans của các hợp chất hữu cơ có nối đôi.

6. Sự lai hoá các obitan.

- Khi giải thích khả năng hình thành nhiều loại hoá trị của một nguyên tố (như của Fe, Cl, C...) ta không thể căn cứ vào số e độc thân hoặc số e lớp ngoài cùng mà phải dùng khái niệm mới gọi là "sự lai hoá obitan". Lấy nguyên tử C làm ví dụ:

Cấu hình e của C (Z = 6).

Nếu dựa vào số e độc thân: C có hoá trị II.

Trong thực tế, C có hoá trị IV trong các hợp chất hữu cơ. Điều này được giải thích là do sự "lai hoá" obitan 2s với 3 obitan 2p tạo thành 4 obitan q mới (obitan lai hoá) có năng lượng đồng nhất. Khi đó 4e (2e của obitan 2s và 2e của obitan 2p)chuyển động trên 4 obitan lai hoá q và tham gia liên kết làm cho cacbon có hoá trị IV. Sau khi lai hoá, cấu hình e của C có dạng:

- Các kiểu lai hoá thường gặp.

a) Lai hoá sp3. Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s với 3 obitan p tạo thành 4 obitan lai hoá q định hướng từ tâm đến 4 đỉnh của tứ diện đều, các trục đối xứng của chúng tạo với nhau những góc bằng 109o28'. Kiểu lai hoá sp3 được gặp trong các nguyên tử O, N, C nằm trong phân tử H2O, NH3, NH+4, CH4,...

b) Lai hoá sp2. Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 2obitan p tạo thành 3 obitan lai hoá q định hướng từ tâm đến 3 đỉnh của tam giác đều. Lai hoá sp2 được gặp trong các phân tử BCl3, C2H4,...

c) Lai hoá sp. Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 1 obitan p tạo ra 2 obitan lai hoá q định hướng thẳng hàng với nhau. Lai hoá sp được gặp trong các phân tử BCl2, C2H2,...

Liên kết hiđro

--------------------------------------------------------------------------------

Liên kết hiđro là mối liên kết phụ (hay mối liên kết thứ 2) của nguyên tử H với nguyên tử có độ âm điện lớn (như F, O, N...). Tức là nguyên tử hiđro linh động bị hút bởi cặp e chưa liên kết của nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.

Liên kết hiđro được ký hiệu bằng 3 dấu chấm ( ... ) và không tính hoá trị cũng như số oxi hoá.

Liên kết hiđro được hình thành giữa các phân tử cùng loại. Ví dụ: Giữa các phân tử H2O, HF, rượu, axit...

hoặc giữa các phân tử khác loại. Ví dụ: Giữa các phân tử rượu hay axit với H2O:

hoặc trong một phân tử (liên kết hiđro nội phân tử). Ví dụ :

Do có liên kết hiđro toạ thành trong dung dịch nên:

+ Tính axit của HF giảm đi nhiều (so với HBr, HCl).

+ Nhiệt độ sôi và độ tan trong nước của rượu và axit hữu cơ tăng lên rõ rệt so với các hợp chất có KLPT tương đương.

Dung dịch

--------------------------------------------------------------------------------

1. Định nghĩa.

Dung dịch là hệ đồng thể gồm hai hay nhiều chất mà tỷ lệ thành phần của chúng có thể thay đổi trong một giới hạn khá rộng.

Dung dịch gồm: các chất tan và dung môi.

Dung môi là môi trường để phân bổ các phân tử hoặc ion chất tan. Thường gặp dung môi lỏng và quan trọng nhất là H2O.

2. Quá trình hoà tan.

Khi hoà tan một chất thường xảy ra 2 quá trình.

- Phá huỷ cấu trúc của các chất tan.

- Tương tác của dung môi với các tiểu phân chất tan.

Ngoài ra còn xảy ra hiện tượng ion hoá hoặc liên hợp phân tử chất tan (liên kết hiđro).

Ngược với quá trình hoà tan là quá trình kết tinh. Trong dung dịch, khi tốc độ hoà tan bằng tốc độ kết tinh, ta có dung dịch bão hoà. Lúc đó chất tan không tan thêm được nữa.

3. Độ tan của các chất.

Độ tan được xác định bằng lượng chất tan bão hoà trong một lượng dung môi xác định. Nếu trong 100 g H2O hoà tan được:

>10 g chất tan: chất dễ tan hay tan nhiều.

<1 g chất tan: chất tan ít.

< 0,01 g chất tan: chất thực tế không tan.

4. Tinh thể ngậm nước.

Quá trình liên kết các phân tử (hoặc ion) chất tan với các phân tử dung môi gọi là quá trình sonvat hoá. Nếu dung môi là H2O thì đó là quá trình hiđrat hoá.

Hợp chất tạo thành gọi là sonvat (hay hiđrat).

Ví dụ: CuSO4.5H2O ; Na2SO4.10H2O.

Các sonvat (hiđrat) khá bền vững. Khi làm bay hơi dung dịch thu được chúng ở dạng tinh thể, gọi là những tinh thể ngậm H2O. Nước trong tinh thể gọi là nước kết tinh.

Một số tinh thể ngậm nước thường gặp:

FeSO4.7H2O, Na2SO4.10H2O, CaSO4.2H2O.

5. Nồng độ dung dịch

Nồng độ dung dịch là đại lượng biểu thị lượng chất tan có trong một lượng nhất định dung dịch hoặc dung môi.

a) Nồng độ phần trăm (C%). Nồng độ phần trăm được biểu thị bằng số gam chất tan có trong 100 g dung dịch.

Trong đó : mt, mdd là khối lượng của chất tan và của dung dịch.

V là thể tích dung dịch (ml), D là khối lượng riêng của dung dịch (g/ml)

b) Nồng độ mol (CM). Nồng độ mol được biểu thị bằng số mol chất tan trong 1 lít dung dịch. Ký hiệu là M.

c) Quan hệ giữa C% và CM.

Ví dụ : Tính nồng độ mol của dung dịch axit H2SO4 20%, có D = 1,143 g/ml

Giải : Theo công thức trên ta có :

Sự điện li.

--------------------------------------------------------------------------------

1. Định nghĩa.

- Sự điện li là quá trình phân li chất tan thành các ion dưới tác dụng của các phân tử dung môi (thường là nước) hoặc khi nóng chảy.

Ion dương gọi là cation, ion âm gọi là anion.

- Chất điện ly là những chất tan trong nước tạo thành dung dịch dẫn điện nhờ phân ly thành các ion.

Ví dụ: Các chất muối axit, bazơ.

- Chất không điện li là chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch không dẫn điện.

Ví dụ: Dung dịch đường, dung dịch rượu,...

- Nếu chất tan cấu tạo từ các tinh thể ion (như NaCl, KOH,...) thì quá trình điện ly là quá trình điện li là quá trình tách các ion khỏi mạng lưới tinh thể rồi sau đó ion kết hợp với các phân tử nước tạo thành ion hiđrat.

- Nếu chất tan gồm các phân tử phân cực (như HCl, HBr, HNO3,...) thì đầu tiên xảy ra sự ion hoá phân tử và sau đó là sự hiđrat hoá các ion.

- Phân tử dung môi phân cực càng mạnh thì khả năng gây ra hiện tượng điện li đối với chất tan càng mạnh.

Trong một số trường hợp quá trình điện li liên quan với khả năng tạo liên kết hiđro của phân tử dung môi (như sự điện li của axit).

2. Sự điện li của axit, bazơ, muối trong dung dịch nước.

a) Sự điện li của axit

Axit điện li ra cation H+ (đúng hơn là H3O+) và anion gốc axit.

Để đơn giản, người ta chỉ viết

Nếu axit nhiều lần axit thì sự điện li xảy ra theo nhiều nấc, nấc sau yếu hơn nấc trước.

b) Sự điện li của bazơ.

Bazơ điện li ra anion OH- và cation kim loại hoặc amoni.

Nếu bazơ nhiều lần bazơ thì sự điện li xảy ra theo nhiều nấc, nấc sau yếu hơn nấc trước.

c) Sự điện li của muối.

Muối điện li ra cation kim loại hay amoni và anion gốc axit, các muối trung hoà thường chỉ điện li 1 nấc.

Muối axit, muối bazơ điện li nhiều nấc :

Muối bazơ :

d) Sự điện li của hiđroxit lưỡng tính.

Hiđroxit lưỡng tính có thể điện li theo 2 chiều ra cả ion H+ và OH-.

3. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu.

a) Chất điện li mạnh.

Chất điện li mạnh là những chất trong dung dịch nước điện li hoàn toàn thành ion. Quá trình điện li là quá trình một chiều, trong phương trình điện li dùng dấu =. Ví dụ:

Những chất điện li mạnh là những chất mà tinh thể ion hoặc phân tử có liên kết phân cực mạnh.

Đó là:

- Hầu hết các muối tan.

- Các axit mạnh: HCl, HNO3, H2SO4,...

- Các bazơ mạnh: NaOH, KOH, Ca(OH)2,...

b) Chất điện li yếu

- Chất điện li yếu là những chất trong dung dịch nước chỉ có một phần nhỏ số phân tử điện li thành ion còn phần lớn tồn tại dưới dạng phân tử, trong phương trình điện li dùng dấu thuận nghịch

Ví dụ:

Những chất điện li yếu thường gặp là:

- Các axit yếu: CH3COOH, H2CO3, H2S,...

- Các bazơ yếu: NH4OH,...

- Mỗi chất điện li yếu được đặc trưng bằng hằng số điện li (Kđl) - đó là hằng số cân bằng của quá trình điện li. Ví dụ:

Trong đó: [CH3COO-], [H+] và [CH3COOH] là nồng độ các ion và phân tử trong dung dịch lúc cân bằng. Kđl là hằng số, không phụ thuộc nồng độ. Chất điện li càng yếu thì Kđl càng nhỏ.

Với chất điện li nhiều nấc, mỗi nấc có Kđl riêng. H2CO3 có 2 hằng số điện li:

4. Độ điện li a.

- Độ điện li a của chất điện li là tỷ số giữa số phân tử phân li thành ion Np và tổng số phân tử chất điện li tan vào nước Nt.

Ví dụ: Cứ 100 phân tử chất tan trong nước có 25 phân tử điện li thì độ điện li a bằng:

- Tỷ số này cũng chính là tỷ số nồng độ mol chất tan phân li (Cp) và nồng độ mol chất tan vào trong dung dịch (Ct).

- Giá trị của a biến đổi trong khoảng 0 đến 1

0 £ a £ 1

Khi a = 1: chất tan phân li hoàn toàn thành ion. Khi a = 0: chất tan hoàn toàn không phân li (chất không điện li).

- Độ điện li a phụ thuộc các yếu tố : bản chất của chất tan, dung môi, nhiệt độ và nồng độ dung dịch.

5. Quan hệ giữa độ điện li a và hằng số điện li.

Giả sử có chất điện li yếu MA với nồng độ ban đầu Co, độ điện li của nó là a, ta có:

Hằng số điện li:

Dựa vào biểu thức này, nếu biết a ứng với nồng độ dung dịch Co, ta tính được Kđl và ngược lại.

Ví dụ: Trong dung dịch axit HA 0,1M có a = 0,01. Tính hằng số điện li của axit đó (ký hiệu là Ka).

Giải: Trong dung dịch, axit HA phân li:

6. Axit - bazơ.

a) Định nghĩa

Axit là những chất khi tan trong nước điện li ra ion H+ (chính xác là H3O+).

Bazơ là những chất khi tan trong nước điện li ra ion OH-.

- Đối với axit, ví dụ HCl, sự điện li thường được biểu diễn bằng phương trình.

Nhưng thực ra axit không tự phân li mà nhường proton cho nước theo phương trình.

Vì H2O trong H3O+ không tham gia phản ứng nên thường chỉ ghi là H+

- Đối với bazơ, ngoài những chất trong phân tử có sẵn nhóm OH- (như NaOH, Ba(OH)2...) Còn có những bazơ trong phân tử không có nhóm OH (như NH3...) nhưng đã nhận proton của nước để tạo ra OH-

Do đó để nêu lên bản chất của axit và bazơ, vai trò của nước (dung môi) cần định nghĩa axit - bazơ như sau:

Axit là những chất có khả năng cho proton.

Bazơ là những chất có khả năng nhận proton.

Đây là định nghĩa của Bronstet về axit - bazơ.

b) Phản ứng axit - bazơ.

- Tác dụng của dung dịch axit và dung dịch bazơ.

Cho dung dịch H2SO4 tác dụng với dung dịch NaOH, phản ứng hoá học xảy ra toả nhiệt làm dung dịch nóng lên.

Phương trình phân tử:

Phương trình ion:

Hoặc là:

H2SO4 cho proton (chuyển qua ion H3O+) và NaOH nhận proton (trực tiếp là ion OH-).

Phản ứng của axit với bazơ gọi là phản ứng trung hoà và luôn toả nhiệt.

- Tác dụng của dung dịch axit và bazơ không tan.

Đổ dung dịch HNO3 vào Al(OH)3 ¯, chất này tan dần. Phản ứng hoá học xảy ra.

Phương trình phân tử:

Phương trình ion

Hoặc là:

HNO3 cho proton, Al(OH)3 nhận proton.

- Tác dụng của dung dịch axit và oxit bazơ không tan.

Đổ dung dịch axit HCl vào CuO, đun nóng, phản ứng hoá học xảy ra, CuO tan dần:

Phương trình phân tử:

Phương trình ion

Hoặc là

HCl cho proton, CuO nhận proton, nó đóng vai trò như một bazơ.

- Kết luận:

Trong các phản ứng trên đều có sự cho, nhận proton - đó là bản chất của phản ứng axit - bazơ.

c) Hiđroxit lưỡng tính.

Có một số hiđroxit không tan (như Zn(OH)2, Al(OH)3) tác dụng được cả với dung dịch axit và cả với dung dịch bazơ được gọi là hiđroxit lưỡng tính.

Ví dụ: Zn(OH)2 tác đụng được với H2SO4 và NaOH.

Hoặc là:

Kẽm hiđroxit nhận proton, nó là một bazơ.

Kẽm hiđroxit cho proton, nó là một axit.

Vậy: Hiđroxit lưỡng tính là hiđroxit có hai khả năng cho và nhận proton, nghĩa là vừa là axit, vừa là bazơ.

7. Sự điện li của nước

a) Nước là chất điện li yếu.

Tích số nồng độ ion H+ và OH- trong nước nguyên chất và trong dung dịch nước ở mỗi nhiệt độ là một hằng số .

Môi trường trung tính : [H+] = [OH-] = 10-7 mol/l

Môi trường axit: [H+] > [OH-]

[H+] > 10-7 mol/l.

Môi trường bazơ: [H+] < [OH-]

[H+] < 10-7 mol/l

b) Chỉ số hiđro của dung dịch - Độ pH

- Khi biểu diễn nồng độ ion H+ (hay H3O+) của dung dịch dưới dạng hệ thức sau:

thì hệ số a được gọi là pH của dung dịch

Ví dụ: [H+] = 10-5 mol/l thì pH = 5, ...

Về mặt toán học thì pH = -lg[H+]

Như vậy:

Môi trường trung tính: pH = 7

Môi trường axit: pH < 7

Môi trường bazơ: pH > 7

pH càng nhỏ thì dung dịch có độ axit càng lớn, (axit càng mạnh); pH càng lớn thì dung dịch có độ bazơ càng lớn (bazơ càng mạnh).

- Cách xác định pH:

Ví dụ 1: Dung dịch HCl 0,02M, có [H+] = 0,02M. Do đó pH = -lg2.10-2 = 1,7.

Ví dụ 2: Dung dịch NaOH 0,01M, có [OH-] = 0,01 = 10-2 mol/l. Do đó :

c) Chất chỉ thị màu axit - bazơ.

Chất chỉ thị màu axit - bazơ là chất có màu thay đổi theo nồng độ ion H+ của dung dịch. Mỗi chất chỉ thị chuyển màu trong một khoảng xác định.

Một số chất chỉ thị màu axit - bazơ thường dùng:

8. Sự thuỷ phân của muối.

Chúng ta đã biết, không phải dung dịch của tất cả các muối trung hoà đều là những môi trường trung tính (pH = 7). Nguyên nhân là do: những muối của axit yếu - bazơ mạnh (như CH3COOHNa), của axit mạnh - bazơ yếu (như NH4Cl) khi hoà tan trong nước đã tác dụng với nước tạo ra axit yếu, bazơ yếu, vì vậy những muối này không tồn tại trong nước. Nó bị thuỷ phân, gây ra sự thay đổi tính chất của môi trường.

a) Sự thuỷ phân của muối tạo thành từ axit yếu -bazơ mạnh. Ví dụ: CH3COONa, Na2CO3, K2S,...

Trong dung dịch dư ion OH-, do vậy pH > 7 (tính bazơ).

Vậy: muối của axit yếu - bazơ mạnh khi thuỷ phân cho môi trường bazơ.

b) Sự thuỷ phân của muối tạo thành từ axit mạnh - bazơ yếu. Ví dụ: NH4Cl, ZnCl2, Al2(SO4)3.

Trong dung dịch dư ion H3O+ hay (H+), do vậy pH < 7 (tính axit).

Vậy muối của axit mạnh - bazơ yếu khi thuỷ phân cho môi trường axit.

c) Sự thuỷ phân của muối tạo thành từ axit yếu - bazơ yếu. Ví dụ: Al2S3, Fe2(CO3)3.

9. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện li.

Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện li chỉ xảy ra khi có sự tạo thành hoặc chất kết tủa, hoặc chất bay hơi, hoặc chất ít điện li (điện li yếu).

a) Phản ứng tạo thành chất kết tủa.

Trộn dung dịch BaCl2 với dung dịch Na2SO4 thấy có kết tủa trắng tạo thành. Đã xảy ra phản ứng.

Phương trình phân tử:

Phương trình ion:

b) Phản ứng tạo thành chất bay hơi.

Cho axit HCl tác dụng với Na2CO3 thấy có khí bay ra. Đã xảy ra phản ứng.

Phương trình phân tử:

Phương trình ion

c) Phản ứng tạo thành chất ít điện li.

- Cho axit H2SO4 vào muối axetat. Phản ứng xảy ra tạo thành axit CH3COOH ít điện li

Phương trình phân tử:

Phương trình ion

- Hoặc cho axit HNO3 ­­tác dụng với Ba(OH)2. Phản ứng trung hoà xảy ra tạo thành chất ít điện li là nước.

Phương trình phân tử:

Phương trình ion

Chú ý: Khi biểu diễn phản ứng trao đổi trong dung dịch điện li người ta thường viết phương trình phân tử và phương trình ion. ở phương trình ion, những chất kết tủa, bay hơi, điện li yếu viết dưới dạng phân tử, các chất điện li mạnh viết dưới dạng ion (do chúng điện li ra). Cuối cùng thu gọn phương trình ion bằng cách lược bỏ những ion như nhau ở 2 vế của phương trình.

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 (O2, Cl2 ... ) và điện cực (anôt) thường làm bằng than chì. Ví dụ: điện phân Al2O3 nóng chảy (có pha thêm criolit 3NaF.AlF3) ở 1000oC

Phương trình điện phân

Phản ứng phụ:

(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 Al2O3 nóng chảy.

3. Điện phân dung dịch nước

a) Nguyên tắc:

Khi điện phân dung dịch, 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 dung dịch

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

(Al3+, Mg2+, Ca2+, Na+, ...). Những ion này thực tế không bao giờ bị khử khi điện phân trong dung dịch.

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 dung dịch.

- 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 dung dịch.

d) Một số ví dụ áp dụng quy tắc trên.

Ví dụ 1: Điện phân dung dịch CuCl2 với điện cực than chì:

Phương trình điện phân:

Ví dụ 2: Điện phân dung dịch NiCl2 với điện cực bằng niken

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 dung dịch Na2SO4 với điện cực Pt:

Phương trình điện phân:

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

Phương trình điện phân:

Trong quá trình điện phân, dung dịch ở khu vực xung quanh catôt, ion H+ bị mất dần., H2O tiếp tục điện li, do đó ở khu vực này giàu ion OH- tạo thành (cùng với Na+) dung dịch NaOH.

Ở anôt, ion Cl- bị oxi hoá thành Cl2. Một phần hoà tan vào dung dịch 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 Cl2 khuếch tán vào dung dịch.

Ví dụ 5: Điện phân dung dịch KNO3 với anôt bằng Cu.

Khi điện phân, ở khu vực catôt, ion H+ mất dần, nồng độ OH- tăng dần, dung dịch ở đó có tính kiềm tăng dần. ở anôt ion Cu2+ tan vào dung dịch.

Trong dung dịch xảy ra phản ứng.

Phương trình điện phân:

Bản thân KNO3 không bị biến đổi nhưng nồng độ tăng dần.

Ứng dụng của điện phân dung dịch:

- 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: H2, Cl2, O2,..., hiđroxit kim loại kiềm

- Tách riêng một số kim loại khỏi hỗn hợp dung dịch.

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 dung dịch Na2SO4 trong 1 giờ 20 phút 25 giây.

Giải:

Áp dụng công thức Farađây:

A = 16 , n = 2 , t = 4825 giây , I = 5;