Tổng hợp tài liệu hay về điện phân, ăn mòn hóa học

A. Ăn mòn kim loại

ăn mòn sắt

"Sự ăn mòn kim loại" luôn là một phần khó trong lý thuyết hóa học. Để các em không còn "sợ" con "ngáo ộp" này, tôi xin giới thiệu với các em một số kiến thức cơ bản về 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 → Mnn+ + 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
- Ăn mòn hóa học thường xảy ra ở những bộ phận của thiết bị lò đốt hoặc những thiết bị thường xuyên tiếp xúc với hơi nước và khí oxi…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: Rót dung dịch H2SO4 loãng vào cốc thủy tinh rồi cắm hai thanh kim loại khác nhau, ví dụ một thanh Zn và một thanh Cu vào cốc. Nối hai thanh kim loại bằng một dây dẫn có mắc nối tiếp với một điện kế 
Hiện tượng: 
- Khi chưa nối dây dẫn, thanh Zn bị hòa tan và bọt Hiđro thoát ra ở bề mặt thanh Zn 
- Khi nối dây dẫn, thanh Zn bị ăn mòn nhanh chóng trong dung dịch điện li, kim điện kế bị lệch, bọt khí H2 thoát ra ở cả thanh Cu 
Giải thích: 
- Khi chưa nối dây dẫn, Zn bị ăn mòn hóa học do phản ứng: Zn + 2H+ → Zn2+ + H2 nên bọt khí H2 sinh ra trên bề mặt thanh Zn 
- Khi nối hai thanh Cu và Zn bằng một dây dẫn, một pin điện hóa Zn – Cu được hình thành (pin Vôn-ta), trong đó Zn đóng vai trò cực âm. Các electron đã di chuyển từ cực âm (Zn) đến cực dương (Cu) tạo ra dòng điện một chiều làm kim điện kế bị lệch và làm tăng mật độ electron trên thanh Cu. Nhờ đó một phần H+ đến nhận electron trên thanh Cu và bị khử thành H2 làm sủi bọt khí trên thanh Cu: 2H+ + 2e → H2 
- Phản ứng điện hóa chung xảy ra trong pin: Zn + 2H+ → Zn2+ + H2 
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 có sự xuất hiện dòng điện 

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 kimhay 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

III – CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI

1. Phương 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. Phương 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 → 4OH- 
Kết quả là vỏ tàu được bảo vệ, Zn là vật hi sinh, nó bị ăn mòn

B. Mẹo nhớ tên điện cực


Anot và catot là những khái niệm chúng ta gặp khi học bài điện phân và pin điện (có trong bài văn mòn điện hóa). Nhưng ở mỗi bài, dấu của anot và catot lại bị thay đổi. Điều đó gây rất nhiều khó khăn cho người học. Để hướng dẫn cho học sinh nhớ được tên của anot (anode) và catot (catote) với dấu của chúng, giáo viên có thể dùng câu thơ sau:

Anh là anot nhường e​

Còn em catot nhận e thôi mà​

Điện phân anh sẽ là dương​

Còn trong pin điện anh nhường cho em​

Điện phân​

 ​

Pin điện​

 ​

* Dựa vào câu “Anh là anot nhường e” ta suy ra ở anot luôn xảy ra quá trình nhường e (tức quá trình oxi hóa).
Khử -ne –> OXH
* Dựa vào câu “còn em catot nhận e thôi mà” ta suy ra ở catot luôn xảy ra quá trình nhận e (tức quá trình khử).
OXH + ne –> khử
* Dựa vào câu “Điện phân anh sẽ là dương” ta suy ra trong quá trình điện phân:
- Anot là cực dương
- Catot là cực âm
* Dựa vào câu “còn trong pin điện anh nhường cho em” ta suy ra trong pin điện:
- Anot là cực âm
- Catot là cực dương

B.Dãy điện hóa của kim loại

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
- 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 dương
- Xuất hiện dòng điện một chiều từ lá Cu (cực +) sang lá Zn (cực –) nhưng chiều di chuyển của dòng electron mạch ngoài thì ngược lại, từ lá Zn (cực –) sang lá Cu (cực +). Suất điện động của pin đo được là 1,10 V
- Điện cực Zn bị ăn mòn dần
- Có một lớp kim loại đồng bám trên điện cực Cu
- Màu xanh của cốc đựng dung dịch CuSO₄ bị nhạt dần
- 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 SO₄^2- 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 dương
- Phương trình hóa học của phản ứng xảy ra trong pin điện hóa Zn – Cu: quy tắc α
- 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

II – PIN ĐIỆN HÓA

1. Khái niệm về pin điện hóa, suất điện động và thế điện cực

a) Cấu tạo pin điện hóa:

Hai cốc thủy tinh, một cốc chứa 50 ml dung dịch CuSO₄ 1M, cốc kia chứa 50 ml dung dịch ZnSO₄ 1M. Nhúng một lá Cu vào dung dịch CuSO₄, một lá Zn vào dung dịch ZnSO₄. Nối hai dung dịch bằng một hình chữ U đựng dung dịch Na₂SO₄ (hoặc KNO₃). Ống này được gọi là cầu muối. Thiết bị nói trên được gọi là pin điện hóa vì khi nối hai lá kim loại bằng một dây dẫn sẽ đo được một dòng điện đi từ lá Cu (điện cực +) đến lá Zn (điện cực –)

b) Suất điện động và thế điện cực:

- Sự xuất hiện dòng điện đi từ cực Cu sang cực Zn chứng tỏ rằng có sự chênh lệch điện thế giữa hai điện cực nói trên, tức là trên mỗi điện cực đã xuất hiện một thế điện cực nhất định

E = E₍₊₎ – E_(-)

- Suất điện động chuẩn của pin (E^o) là suất điện động khi nồng độ ion kim loại ở điện cực đều bằng 1M (ở 25^oC)

E^o = E^o₍₊₎ – E^o_(-) hoặc E^o = E^o_catot – E^o_anot

- Ví dụ E^o = E^oCu²⁺/Cu – E^oZn²⁺/Zn gọi là suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn – Cu

2. Cơ chế phát sinh dòng điện trong pin điện hóa

a) Quan sát thí nghiệm:

Chuẩn bị sẵn pin điện hóa Zn – Cu, nối hai điện cực Zn và Cu bằng một dây dẫn, trên dây có mắc nối tiếp một vôn kế:

b) 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

Cu²⁺ + Zn → Zn²⁺ + Cu

c) Kết luận:

- Có sự biến đổi nồng độ của các ion Cu²⁺ và Zn²⁺ trong quá trình hoạt động của pin

III – THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI

1. Điện cực hiđro chuẩn

Để có thể so sánh thế điện cực giữa hai cặp oxi hóa – khử, điều cần thiết trước hết là thế điện cực của chúng phải được so sánh với một tiêu chí nào đó. Có nghĩa là ta phải chọn cặp oxi hóa – khử để quy chiếu và quy ước nó có thế điện cực bằng 0. Cặp quy chiếu được chọn là cặp oxi hóa – khử 2H⁺/H₂

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
- 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: E^o_Zn²⁺/Zn = – 0,76 V ; E^o_Ag⁺/Ag = + 0,80 V
- 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 E^o lớn hơn ở bên phải, cặp nào có giá trị E^o nhỏ hơn ở bên trái. Ta có:
- 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)
- Nửa phản ứng oxi hóa: Zn → Zn²⁺ + 2e, ta có E^o_Zn²⁺_/Zn = -0,76 V
- Nửa phản ứng khử: Pb²⁺ + 2e → Pb, ta có E^o_Pb²⁺_/Pb = -0,13 V
Thế oxi hóa – khử của cả phản ứng (E^o_pư) được tính theo công thức: E^o_pư = E^o_Pb²⁺_/Pb – E^o_Zn²⁺_/Zn = -0,13 – (– 0,76) = +0,63 V
E^o của phản ứng oxi hóa – khử là số dương (E^o_pư > 0), kết luận là phản ứng trên có xảy ra

Quy ước rằng: thế điện cực của điện cực hiđro chuẩn bằng 0,00 V ở mọi nhiệt độ, tức là:

E^o_2H⁺/H = 0,00 V

2. Thế điện cực chuẩn của kim loại

Ta dùng thế điện cực hiđro chuẩn E^o_2H+/H2 để xác định thế điện cực chuẩn cho các cặp oxi hóa – khử khác. Bằng cách nối cặp oxi hóa – khử Mⁿ⁺/M chuẩn (cation Mⁿ⁺ có nồng độ 1M, nhiệt độ 25^oC) với cặp 2H⁺/H₂ chuẩn. Thế điện cực chuẩn của kim loại cần đo được chấp nhận 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:

IV – DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI

Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại là dãy sắp xếp các kim loại theo thứ tự tăng dần thế điện cực chuẩn

      

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 E^o_Mⁿ⁺_/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)

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

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:

3. Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa

E^o_pin = E^o₍₊₎ – E^o_(-)

Ví dụ: suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn – Cu là: E^o_pin = E^o_Cu²⁺_/Cu – E^o_Zn²⁺_/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 E^o_pin = E^o_Ag⁺_/Ag – E^o_Zn²⁺_/Zn → E^o_Zn²⁺_/Zn= E^o_Ag⁺_/Ag – E^o_pin = +0,80 – 1,56 = –0,76 V

3. Bộ tài liệu, lý thuyết và bài tập(tham khảo thêm)
Tổng hợp hầu hết các tài liệu chọn lọc về lý thuyết và bài tập điện phân, điện hóa, ăn mòn cho các bạn tham khảo
Bảng điện thế chuẩn

Tải tại Mediafile
Tải tại serve Storagon

About "Administrator"

Lorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipiscing elit. Vivamus suscipit, augue quis mattis gravida, est dolor elementum felis, sed vehicula metus quam a mi. Praesent dolor felis, consectetur nec convallis vitae.