Luận văn Thạc sĩ: Giảng dạy một số nội dung điện hóa học ở trường trung học phổ thông

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:61

Thêm vào BST

Báo xấu

34
lượt xem 5
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Luận văn Thạc sĩ "Giảng dạy một số nội dung điện hóa học ở trường trung học phổ thông" trình bày các nội dung chính sau: Nghiên cứu những cơ sở xây dựng và những yếu tố ảnh hưởng đến hoạt động hóa học của kim loại theo điện hóa học; Tìm hiểu nội dung, cấu trúc chương trình điện hóa học ở trường trung học phổ thông; Thiết kế một số giáo án giảng dạy phần điện hóa học ở trường trung học phổ thông.

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Luận văn Thạc sĩ: Giảng dạy một số nội dung điện hóa học ở trường trung học phổ thông

-1- PHẦN I. MỞ ðẦU I.1. Lí do chọn ñề tài. Hiện nay, việc ñổi mới nội dung và phương pháp dạy học là một trong những vấn ñề ñược rất nhiều người quan tâm. Một nhiệm vụ cơ bản của dạy học nhà trường là ñảm bảo cho học sinh nắm vững ñược kiến thức, làm cho học sinh hiểu ñúng bản chất của một vấn ñề. ðiều này ñòi hỏi ở người giáo viên cần phải có một phương pháp sư phạm vững chắc, kiến thức chuyên môn cao. Bên cạnh ñó ñòi hỏi học sinh phải tích cực hơn trong học tập ñể tự mình có thể chiếm lấy tri thức khoa học. ðiện hóa học là phần nội dung kiến thức rất quan trọng trong nội dung chương trình hóa học phổ thông hiện nay. ðược manh nha ở lớp 9 bậc trung học cơ sở, và trình bày rất rộng ở bậc trung học phổ thông. Chủ yếu nằm ở phần ñại cương về kim loại của lớp 12. ðây là phần lí thuyết cơ sở rất quan trọng ñể nghiên cứu tìm hiểu tính chất của kim loại và ion kim loại trong dung dịch. Vì vậy, trong quá trình truyền ñạt cần phải phát huy tính tích cực, năng lực tư duy, sáng tạo của học sinh. ðiện hóa học có những ứng dụng gì? Chúng tuân theo qui luật như thế nào? ðặc biệt việc dạy và học chúng ở chương trình trung học phổ thông ra sao? Là một giáo viên tương lai bạn cần chuẩn bị những gì? Cách trình bày của bạn ñối với học sinh ra sao?. Với những lí do cơ bản ñó, tôi ñã quyết ñịnh chọn ñề tài nghiên cứu: “Giảng dạy một số nội dung ñiện hóa học ở trường trung học phổ thông”. I.2. Mục ñích nghiên cứu. Tìm hiểu nội dung ñiện hóa học và phương pháp giảng dạy nội dung ñó trong chương trình trung học phổ thông.
-2- I.3. Nhiệm vụ của ñề tài. - Nghiên cứu những cơ sở xây dựng và những yếu tố ảnh hưởng ñến hoạt ñộng hóa học của kim loại theo ñiện hóa học - Tìm hiểu nội dung, cấu trúc chương trình ðiện hóa học ở trường trung học phổ thông. - Thiết kế một số giáo án giảng dạy phần ñiện hóa học ở trường trung học phổ thông. - Tìm hiểu thực trạng. I.4.Khách thể, ñối tượng và phạm vi nghiên cứu. - Khách thể. Các tài liệu có liên quan. - ðối tượng. Giáo viên – học sinh trung học phổ thông - Phạm vi nghiên cứu: Trường THPT, Giáo viên, Học sinh, Và các tài liệu có liên quan. I.5. Phương pháp nghiên cứu. - Nghiên cứu lí thuyết. - Nghiên cứu thực tiễn. - Thực tập giảng dạy. - Thống kê toán học
-3- PHẦN II. NỘI DUNG CHƯƠNG I. MỘT SỐ CƠ SỞ I.1. Cơ sở lí luận của sự hình thành khái niệm ðiện Hóa Học. I.1.1. Tầm quan trọng của việc hình thành khái niệm ñiện hóa học ở trường THPT. Trong quá trình khái quát hóa những kiến thức về các chất riêng biệt và về những biến hóa của chúng, những khái niệm cơ bản về hóa học dần dần xuất hiện. Những khái niệm ñó trở thành ñiểm tựa, là vũ khí cho việc tiếp tục nghiên cứu các nguyên tố và các hợp chất hóa học. Lúc ñó, những khái niệm cơ bản dần dần ñựơc cụ thể hóa thêm, ñào sâu thêm và ngày càng phản ánh ñúng ñắng hơn các mặt phức tạp của vấn ñề. ðiện hóa học là phần kiến thức cơ sở quan trọng ñược ñặc ở ñầu chương “ ðại Cương Kim Loại” sách giáo khoa hóa học 12. Làm tiền ñề cơ sở, và là lí thuyết chủ ñạo cho việc tìm hiểu tính chất hóa học của kim loại, ion kim loại trong dung dịch. Vì thế trong việc giảng dạy hóa học, người giáo viên cần chú ý rèn luyện cho học sinh thói quen nhận thức các sự kiện thực nghiệm về phản ứng hóa học dưới ánh sáng của của các lí thuyết khác nhau, trong ñó có lí thuyết ñiện hóa học. Việc vận dụng lí thuyết ñiện hóa học trong dạy học hóa học không những có ý nghĩa hết sức to lớn ñối với việc nghiên cứu tính chất hóa học của các chất, hợp chất mà còn cả ñối với việc hệ thống chúng cùng với những lí thuyết hóa học khác. I.1.2. Nội dung nghiên cứu ðiện Hóa Học ở chương trình trung học phổ thông Muốn hình thành có hiệu quả cho học sinh một khái niệm hoặc hệ thống khái niệm nào ñó, người giáo viên cần xét kỉ nhiều mặt của khái niệm trước khi tiến hành giảng dạy. Muốn xét vấn ñề này cần phải xuất phát từ mục tiêu ñào tạo của cấp học và nhiệm vụ ñức – trí dục của môn học tức là phải dựa chắc chắn vào nội dung chương trình của bộ môn ñó. Nói chung việc nghiên cứu sự hình thành của nội dung kiến thức ñiện hóa học cần trải qua các bước sau.
-4- - Xét vị trí và tầm quan trọng của nội dung ñiện hóa học trong chương trình bộ môn. - Xét cấu trúc của nội dung ñiện hóa học: ðiện hóa học bao gồm những nội dung nào mà ta phải hình thành cho học sinh. Cần dựa vào trình ñộ phát triển chung của học sinh mà xét kỉ khối lượng, mức ñộ nông hay sâu của những kiến thức ñó. Như vậy ở ñây có hai bước phải thực hiện. + Xét cấu trúc của nội dung ñiện hóa học theo quan ñiểm hiện ñại của khoa học (dựa vào chương trình hóa học ở bậc ñại học) + Lựa chọn kiến thức và kỉ năng, kỉ xảo cần truyền thụ cho học sinh phổ thông căn cứ vào trình ñộ phát triển của họ. - Phân tích sự hình thành nội dung ñiện hóa học trong suốt chương trình cả THCS và THPT. Trong từng giai ñoạn, nội dung kiến thức ñiện hóa học ñược hình thành và phát triển ra sao, có những yêu cầu gì về cả kiến thức lẫn kỉ năng kỉ xảo. Ở ñây còn phải xem xét từng khía cạnh của khái niệm, tức là những kiến thức cơ bản là thành phần cấu trúc của nội dung ñiện hóa học ñã ñược hình thành và phát triển như thế nào? - Tìm ra những biện pháp sư phạm hiệu nghiệm nhất thích hợp với từng giai ñoạn, nhằm thực hiện ñược yêu cầu riêng của từng giai ñoạn ñó cũng như yêu cầu chung về việc hình thành nội dung ñiện hóa học I.2. Cơ sở lí thuyết của khái niệm ñiện hóa học. I.2.1. Phản ứng oxi hóa - khử. Phản ứng oxi hóa - khử là loại phản ứng trong ñó có sự chuyển electron hoàn toàn (hoặc một phần) từ nguyên tử (hay ion) này sang nguyên tử (hay ion) khác. Kết quả là trong phản ứng có sự thay ñổi số oxi hóa của một hoặc vài nguyên tố. - Chất oxi hóa là chất chứa nguyên tố nhận electron. - Chất khử là chất chứa nguyên tố cho electron - Quá trình cho electron của chất khử ñược gọi là sự oxi hóa. - Quá trình nhận electron của chất oxi hóa ñược gọi là sự khử.
-5- Ví dụ: Sn 2 + + 2 Fe 3+ → Sn 4 + + 2 Fe 2 + Sn 2+ − 2e → Sn 4 + Fe3+ + 1e → Fe 2+ (sự oxi hóa) ; (sự khử) [Kh] [Ox] I.2.2. Cặp oxi hóa khử. Hai ion Fe 3+ và Fe 2 + ñược gọi là một cặp oxi hóa khử liên hợp, trong ñó Fe 3+ là dạng oxi hóa , Fe 2 + là dạng khử liên hợp của Fe 3+ . Tổng quát: - Dạng oxi hóa nhận electron → dạng khử liên hợp. - Dạng khử cho electron → dạng oxi hóa khử liên hợp. Với một phản ứng oxi hóa khử bất kì, ta luôn có: Kh (2) → Ox(2) + ne sự oxi hóa Ox(1) + ne → Kh(1) sự khử ne Ox(1) + Kh(2) → Kh(1) + Ox(2) Ta nhận thấy tính oxi hóa của dạng oxi hóa cặp thứ nhất Ox(1) mạnh hơn tính oxi hóa của dạng oxi hóa cặp oxi hóa thứ hai Ox(2). ðể ñánh giá ñộ mạnh của một cặp oxi hóa khử liên hợp, người ta sử dụng ñại lượng thế ñiện cực. I.2.3. Thế ñiện cực – Phân loại ñiện cực – Cách xác ñịnh. I.2.3.1.Thế ñiện cực Một thanh kim loại nhúng vào dung dịch muối của nó tạo thành một ñiện cực Ví dụ: Thanh Zn nhúng vào dung dịch ZnSO4 tạo thành ñiện cực Zn. Giữa kim loại và dung dịch bao quanh nó phát sinh một hiệu số ñiện thế gọi là thế ñiện cực
-6- I.2.3.2. Phân loại ñiện cực 1. ðiện cực kim loại. Khi nhúng một thanh kim loại M vào nước thì do tác dụng của các phân tử có cực của nước, các ion kim loại M n+ bị tách ra khỏi bề mặt kim loại tạo thành các ion kim loại hiñrat, còn các electron ở lại trong thanh kim loai. Kết quả là thanh kim loại tích ñiện âm, còn dung dịch tích ñiện dương, tạo nên cân bằng ñộng sau: M n + .aq + ne(trong thanh kimloai ) M (tt ) + aq 2. ðiện cực oxi hóa khử. ðiện cực oxi hóa khử là một ñiện cực gồm một kim loại trơ nhúng trong dung dịch chứa một cặp oxi hóa khử. Kim loại trơ là kim loại mà ion của nó không chuyển vào trong dung dịch, thường dùng platin hoặc vàng. 3+ Ví dụ: Platin nhúng trong dung dịch chứa cặp oxi hóa khử Fe (có thể dùng dung Fe2 + dịch FeCl3 và FeCl2 ).. Kết quả là tồn tại cân bằng ñộng sau: Fe3+ + e Fe2 + Vậy ở ranh giới giữa kim loại và dung dịch tồn tại một lớp ñiện tích kép và sinh ra một hiệu số ñiện thế tương tự như ñiện cực kim loại. Thế ñiện cực của ñiện cực loại này phụ thuộc vào bản chất của cặp oxi hóa – khử, vào tỉ số nồng ñộ của dạng oxi hóa và dạng khử và vào nhiệt ñộ. 3. ðiện cực hiñro chuẩn. Giá trị tuyệt ñối của hiệu số ñiện thế sinh ra giữa kim loại làm ñiện cực và dung dịch ñiện cực không thể xác ñịnh ñược một cách trực tiếp, nên phải quy ước lấy một ñiện cực nào ñó làm chuẩn và gán cho nó một giá trị hiệu số ñiện thế ñể so sánh với các ñiện cực khác. ðiện cực ñược chọn làm chuẩn là ñiện cực hiñro chuẩn. ðây là loại ñiện cực oxi hóa khử gồm dây platin có khả năng hấp phụ tốt hiñro (dạng khử), ñược nhúng trong dung dịch H2SO4 là dung dịch chứa dạng oxi hóa H3O+
-7- Hình I.1. Cấu tạo ñiện cực hiddro chuẩn. Khi ñó tồn tại cân bằng sau: H 3O + + 2e H 2( k ) + 2 H 2O ðiện cực hiñro chuẩn phải có ñiều kiện chuẩn sau: - Áp suất (chính xác hơn là hoạt áp) của khí hiñro bằng 1atm. - Nồng ñộ (chính xác hơn là hoạt ñộ) của H3O+ bằng 1mol/l - Thế ñiện cực của ñiện cực hiñro tiêu chuẩn ở nhiệt ñộ bất kì ñược quy ước bằng +   0,00V và ñược kí hiệu như sau: ε 0  H 3O H  = 0, 00V  2 Giá trị này ñược gọi là thế ñiện cực hiñro chuẩn hoặc thế oxi hóa – khử chuẩn hoặc thế +   khử chuẩn của cặp oxi hóa – khử  H 3O H  .  2  I.2.3.3. Cách xác ñịnh thế ñiện cực chuẩn của một cặp oxi hóa khử ðể so sánh ñược thế ñiện cực của các loại ñiện cực khác nhau cần phải có những quy ước thống nhất cho các loại ñiện cực. Những quy ước này như sau: - ðiều kiện chuẩn của các ñiện cực: Một ñiện cực ñược coi là ở ñiều kiện chuẩn khi nồng ñộ (chính xác hơn là hoạt ñộ) của cấu tử tham gia phản ứng ñiện cực bằng 1mol/l, nếu là chất khí thì áp suất (chính xác hơn là hoạt áp) riêng phần của nó bằng 1atm. - Chiều của phản ứng ñiện cực là chiều của quá trình khử. ox + ne kh Ở ñây: ox – dạng oxi hóa; kh – dạng khử. - Ở một nhiệt ñộ xác ñịnh . ðể xác ñịnh thế ñiện cực chuẩn của một ñiện cực nào ñó, người ta thiết lập một pin gồm ñiện cực chuẩn cần xác ñịnh thế ñiện cực và ñiện cực hiñro tiêu chuẩn rồi ño hiệu
-8- số ñiện thế lớn nhất giữa hai ñiện cực. Hiệu số ñiện thế lớn nhất này là thế ñiện cực chuẩn của ñiện cực xác ñịnh hay còn gọi là thế khử chuẩn của cặp oxi hóa – khử xác ñịnh (vì thế của ñiện cực hiñro chuẩn ñược quy ước bằng 0,00V). Thế khử chuẩn của cặp oxi hóa khử ở nhiệt ñộ xác ñịnh ñược kí hiệu là ( ε 0 ox kh ) Thế khử chuẩn ño ñược sẽ có giá trị dương nếu ñiện cực cần ño cao hơn thế ñiện cực hiñro chuẩn, nghĩa là ñiện cực cần ño thế ñiện cực là ñiện cực dương (catot) của pin và ngược lại nó có giá trị âm. I.2.4. Thế ñiện cực chuẩn của kim loại. Là thế của bán phản ứng khi tất cả các thành phần của ngăn ñiện cực ñều ở ñiều kiện tiêu chuẩn. Ghép ñiện cực kim loại tiêu chuẩn với ñiện cực hydro tiêu chuẩn thành một nguyên tố Galvani, ño suất ñiện ñộng của nguyên tố ñó và xác ñịnh chiều của dòng ñiện. Ví dụ: ðo thế ñiện cực tiêu chuẩn của ñiện cực Zn. Lập pin gồm ñiện cực kẽm tiêu chuẩn và ñiện cực hyñro tiêu chuẩn ([H+] = [Zn2+] = 1M) (-) Zn │Zn2+║ H+│ H2(Pt) (+) Thực nghiệm cho thấy phi kim hoạt ñộng thì ñiện cực hyñro tiêu chuẩn là cực dương và ñiện cực kẽm tiêu chuẩn là cực âm. Suất ñiện ñộng của pin: E0 = 0,763V E0 pin = ε0 2H+/ H2 - ε0 Zn2+/ Zn = 0,763V Vậy ε0 Zn2+/ Zn = ε0 2H+/ H2 - E0 pin = 0 – 0,763 = -0,763V Bằng cách tương tự người ta xác ñịnh ñược thế ñiện cực tiêu chuẩn của các ñiện cực kim loại và các cặp oxi hóa khử rồi xếp thành bảng thế ñiện cực tiêu chuẩn của các cặp oxi hóa khử ( Xem phụ lục 1 )
-9- I.2.5. Các yếu tố ảnh hưởng ñến thế ñiện cực. I.2.5.1. Phương trình Nerst. Trong các phần trên, ta ñã nhiều lần nhấn mạnh rằng, E 0 là thế của các phản ứng trong ñó nồng ñộ dung dịch và áp suất của các khí tham gia phản ứng oxi hóa khử ñều bằng ñơn vị. Khi thay ñổi nồng ñộ dung dịch và áp suất của các khí thì trị số thế E sẽ khác với trị số E 0 chuẩn. Những ảnh hưởng trên ñược nhà hóa học và vật lí học người ðức là Walter Nerst tìm ra và khái quát nó như sau: RT E = E0 − ln Q nF Ở 250C, hay T= 298K ta có. 0,059 E = E0 − lg Q n Với phản ứng tổng quát sau: aA + bB = cC + dD thì ta có: Q= [C ] [D ] c d [A]a [B ]b E có thể là thế của ñiện cực hoặc thế của phản ứng. I.2.5.2. Ảnh hưởng của nồng ñộ hay hoạt ñộ. 0, 059 [C ] [ D ] c d Từ phương trình Nerst : E=E − 0 lg [ A] [ B ] a b n Ta thấy E phụ thuộc vào nồng ñộ của các chất A,B,C,D 1/ Xét trường hợp E là thế ñiện cực. Ta có: aOxh + ne → bKh 0,059 [Kh ] b Phương trình Nerst: ε = ε 0 − lg n [Oxh]a 2/ E là thế của phản ứng.
- 10 - Xét phản ứng: aOx2 + bKh1 = cKh2 + dOx1 0,059 [Kh2 ] [Ox1 ] c d E = E0 − lg ; Với E 0 = ε Ox 0 − ε Ox 0 n [Ox2 ] [Kh1 ] a b 2 Kh2 1 Kh1 ⇒ Kết luận: Từ hai biểu thức trên ta thấy nồng ñộ dạng oxi hóa và dạng khử ảnh hưởng rất lớn ñến giá trị ε , E I.2.5.3. Ảnh hưởng của áp suất Xét phản ứng sau ở 250C. Cl2( k ) + 2e → 2Cl − ( aq ) ; ε 20Cl − = 1,36V Cl2 Ở ñiều kiện trên ta có: ε = ε − 0,059 Cl − 0 lg [ ] = 1,36 − 2 0,059 10 −3 lg = 1,567V ( ) 2 pCl 2 2 10 ⇒ Kết luận: Áp suất ảnh hưởng khá mạnh ñến thế ñiện cực của phản ứng. I.2.5.4. Ảnh hưởng của pH. Nếu trong quá trình oxi hóa khử, có ion H+ hoặc OH- tham gia thì thế của phản ứng cũng phụ thuộc vào pH của chúng. Truờng hợp tổng quát: Khi tất cả các chất tham gia phản ứng oxi hóa – khử (trừ H+) ñều có nồng ñộ và áp suất bằng ñơn vị, ta có biểu thức. m ε = ε 0 − 0,059 pH n m, Số ion H+hoặc OH- trong phương trình chung n; Số electron trao ñổi trong phương trình chung ⇒ Kết Luận: pH ảnh hưởng lớn ñến thế của phản ứng. I.2.5.5. Ảnh hưởng của nhiệt ñộ. Ở một nhiệt ñộ bất kì ta có:  ∂∆G  ∆G = ∆H +   (1) và ∆G = −nFE (2)  ∂T  p ∆Η ∂E ∆Η dE Từ (1) và (2) ta có: E=− +T hoặc E = − +T nF ∂T nF dT
- 11 - dE Với là hệ số nhiệt ñộ, dT ⇒ Kết luận: Nhiệt ñộ ảnh hưởng lớn ñến thế của phản ứng. I.2.5.6. Ảnh hưởng của sự tạo kết tủa. Xét phản ứng sau ở 250C: Fe(3aq+ ) + 1e → Fe(2aq+ ) ; ε 0 = +0,77V Tính ε của bán phản ứng khi cho vào dung dịch trên nồng ñộ [OH-] = 1M - Ở ñiều kiện trên ta có: [ ][ ] TFe (OH ) 2 = Fe 2 + OH − = 10−14 2 T = [Fe ][OH ] = 10 Fe ( OH ) 3 3+ − 3 − 36 0,059 [Fe ] 0,059 10 2+ −14 Khi ñó ta có: ε = ε − = 0,77 − = −0,528V [Fe ] 0 lg lg 3+ − 36 1 1 10 2+ ⇒ Kết luận: Do có sự tạo kết tủa làm cho khả năng khử của ion Fe tăng lên rất nhanh. I.2.5.7. Ảnh hưởng của sự tạo phức Xét phản ứng sau: Fe 3+ + 1e → Fe 2 + ; ε 0 = 0,77V Nếu khi thêm vào hệ trên một phối tử có khả năng tạo phức chất bền với cả dạng oxi hóa và dạng khử thì ta có. [Fe(CN )6 ]3− + 1e → [Fe(CN )6 ]4 − [Fe(CN )6 ]3− → Fe3+ + 6CN − ; K CbFe 3+ = 1,25.10−44 Ta có cân bằng: [Fe(CN )6 ]4 − → Fe2 + + 6CN − ; KCbFe 2+ = 1,25.10 − 37 Khi ñó ta có: ε [0Fe (CN ) = ε Fe + 0,059 lg [Fe ] 3+ [Fe ] 0 6 ] 3− 2+ 2+ [Fe (CN )6 ]4− Fe 3+ Vì [Fe(CN )6 ]3 − = [Fe(CN )6 ]4 − ở ñiều kiện chuẩn. ⇒ ε  3− = 0, 36V  Fe ( CN )6   4−  Fe ( CN )   6 ⇒ Vậy: Thế chuẩn của phản ứng này ñả giảm từ 0,77V xuồn còn 0,36V vì [Fe(CN )6 ]3− bền hơn [Fe(CN )6 ]4 −
- 12 - I.2.6. Chiều của phản ứng oxi hóa - khử Trong dung dịch nước, chiều của phản ứng oxi hóa khử ñược xác ñịnh dựa vào công thức sau: ∆G = −nFE (1) E ñược tính như sau: E = ε ( ox1 kh1 ) − ε ( ox 2 kh 2 ) Trong ñó ε ( ox1 kh1 ) là thế khử của cặp oxi hóa khử có dạng ox1 ở vế bên phải của phản ứng, còn ε ( ox 2 kh 2 ) là thế khử của cặp oxi hóa – khử có dạng kh2 ở vế bên trái của phản ứng, nghĩa là ứng với phản ứng sau: ox1 + kh2 → kh1 + ox 2 Nếu ε ( ox1 kh1 ) > ε ( ox 2 kh 2 ) thì E > 0 và theo công thức (1) ta có ∆G < 0 nghĩa là phản ứng ñi theo chiều thuận. Ngược lại nếu ε ( ox1 kh1 ) < ε ( ox 2 kh 2 ) thì phản ứng ñi theo chiều nghịch. Khi thực hiện phản ứng ở ñiều kiện chuẩn thì: ∆G 0 = − nFE 0 (2) Với E 0 = ε 0 ( ox1 kh1 ) − ε 0 ( ox 2 kh 2 ) I.2.7. Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hóa khử RT Từ công thức: ∆G 0 = − nFE 0 = − RT ln K . Ta có: nE 0 = ln K F nE 0 Ở 25 C biểu thức trở thành: lg K = 0 , K là hằng số cân bằng của phản ứng. 0,059 I.2.8. Hóa học và dòng ñiện I.2.8.1. Pin Pin là một loại nguồn ñiện hóa phổ biến dùng cho nhiều mục ñích. Trong pin, năng lượng phản ứng hóa học biến thành ñiện năng. 1. Sức ñiện ñộng của pin ðịnh nghĩa. Suất ñiện ñộng của pin là giá trị (trị số tuyệt ñối) của hiệu số
- 13 - ñiện thế lớn nhất giữa hai ñiện cực của pin. Nó ñược tính bằng công thức. E = ε+ − ε− > 0 Ở ñây: E – suất ñiện ñộng của pin(V); ε + - thế khử của ñiện cực dương(V); ε − - thế khử của ñiện cực âm (V), Nếu pin ñược cấu tạo bởi hai ñiện cực ở ñiều kiện chuẩn thì suất ñiện ñộng chuẩn là: E 0 = ε +0 − ε −0 > 0 2. Pin ñiện hóa Pin Lơclăngse - ðiện cực âm (anot) của pin là Zn (ñồng thời là vỏ bọc pin). - ðiện cực dương (catot) của pin là một thanh chì ñược bao bọc bởi một hỗn hợp MnO4 và bột than. - Chất ñiện li ở ñây là NH 4Cl , ZnCl2 ở dạng bột nhão. Các quá trình xảy ra trong pin như sau: ðiện cực Zn cung cấp nguồn electron. Quá trình oxi hóa : Zn → Zn 2+ + 2e ; ε 0 = +0, 76V Electron chuyển ñộng ra mạch ngoài từ ñiện cực âm (Zn) ñến ñiện cực dương, tạo ra dòng ñiện. Quá trình khử : 2MnO4 + 2 H + + 2e → Mn2O3 + H 2O; ε 0 = 1,04V Sức ñiện ñộng của pin là. Zn → Zn 2+ + 2e ; ε 0 = 0, 76V 2 MnO4 + 2 H + + 2e → Mn2O3 + H 2O ; ε 0 = 1, 04V Zn + 2MnO4 + 2 H + → Zn 2+ + Mn2O3 + H 2O ; E pu 0 = 1,80V Sơ ñồ của pin như sau: ( − ) Zn NH 4Cl , ZnCl2 MnO2 , C ( + ) I.2.9. Sự ñiện phân I.2.9.1 ðịnh nghĩa Sự ñiện phân là quá trình oxi hóa - khử xảy ra ở bề mặt các ñiện cực khi cho dòng ñiện một chiều ñi qua hợp chất nóng chảy hoặc dung dịch chất ñiện li.
- 14 - Vậy : Sự ñiện phân là quá trình biến ñiện năng thành hóa năng. Hình I.2. Sơ ñồ ñiện phân. - Phản ứng oxi hóa - khử xảy ra ở ñiện cực khi ñiện phân. + Các cation (ion dương) về catot (cực âm), tại ñó xảy ra quá trình nhận electron ñể tạo ra sản phẩm (chất oxi hóa) + Các Anion (ion âm) về anot (ñiện cực dương), tại ñó anion nhường electron ñể tạo ra sản phẩm (chất khử). I.2.9.2. Các dạng ñiện phân 1. ðiện phân nóng chảy - ðiện phân các chất nóng chảy (muối, Al2O3…) Ở catot ion dương kim loại nhận electron. Ở anot ion âm nhường electron. Trong ñiện phân muối nóng chảy, bản thân muối nóng chảy là chất ñiện li, các ion bị hút về các ñiện cực trái dấu: Cation bị hút về catot (cực âm) và anion về anot (cực dương) 2. ðiện phân dung dịch Khi ñiện phân dung dịch chất ñiện phân có nhiều chất oxi hóa và chất khử thì xẽ xảy ra oxi hóa – khử lần lượt ở các ñiện cực theo thứ tự ưu tiên. a/ Quá trình xảy ra ở Catot ðể xét xem cation kim loại Mn+ hay H2O bị khử ở catot, trước hết cần so sánh thế khử n+ + của hai cặp M M và H H 2
- 15 - Trong môi trường trung tính (pH = 7) ta có: ε  H H  = 0, 059 lg10−7 = −0, 423V +  2 ( n+ ) Nếu cation kim loại có ε M M lớn hơn nhiều so với -0,413V thì trong dung dịch trung tính ion Mn+ bị khử ở catot khi ñiện phân thành kim loại: M n+ + ne → M (tt ) ( n+ ) Nếu cation kim loại có ε M M nhỏ hơn nhiều so với -0,413V thì ion Mn+ sẽ không bị khử mà H+ của nước bị khử thoát ra H2. 2 HOH + 2e → H 2( k ) + 2OH − n+ ( ) Cuối cùng những kim loại có ε M M gần với giá trị -0,413V như Zn, Cr, Fe, Cd, Ni… tùy thuộc vào nồng ñộ của dung dịch và ñiều kiện ñiện phân mà kim loại hay H2 thoát ra ở catot. b/ Quá trình xảy ra ở Anot trơ. Trong môi trường kiềm xảy ra quá trình oxi hóa các anion OH- 4OH − → O2 + 4e + 2 H 2O Trong môi trường axit hoặc trung tính xảy ra sự oxi hóa H2O 2 H 2 O → O2 + 4e + 4 H + Các anion có chứa oxi của axit không có khả năng bị oxi hóa hoặc sự oxi hóa chúng xảy ra ở thế rất cao. Khi ñiện phân dung dịch của axit không chứa oxi và muối của nó (trừ HF và muối florua) thì anion của axit bị oxi hóa ở anot trơ. c/ Quá trình xảy ra ở anot tan. Khi ñiện phân với anot tan có ba quá trình oxi hóa cạnh tranh nhau ở anot. ðó là sự oxi hóa nước tạo ra oxi, sự phóng ñiện của anion chất ñiện li và sự oxi hóa kim loại làm anot. Nếu kim loại làm anot có thế khử nhỏ hơn hai cặp oxi hóa – khử kia thì sẽ quan sát thấy sự oxi hóa kim loại : M (tt ) → M n+ + ne
- 16 - Trong trường hợp ngược lại sẽ xảy ra sự thoát ra khí oxi hoặc sự oxi hóa anion chất ñiện li như trên ñã xét ở trên. Ở cực dương có các anion và nhường electron theo thứ tự. Cl − > Br − > S 2− > CH 3COO - > OH − > SO42− .... 3. ðịnh luật Faraday. Từ kết quả nghiên cứu Faraday ñã thiết lập ñược ñịnh luật ñiện phân sau ñây. Khối lượng các chất tạo thành ở ñiện cực khi ñiện phân tỉ lệ với lượng ñiện ñi qua chất AQ AIt ñiện phân và tuân theo công thức sau: m= = nF nF I.2.10. Sự ăn mòn kim loại. I.2.10.1. Khái niệm. Sự phá hủy vật liệu kim loại gây nên bởi các chất ở môi trường xung quanh gọi là sự ăn mòn kim loại. I.2.10.2. Phân loại. 1. Ăn mòn hóa học ðặc ñiểm của ăn mòn hóa học là không phát sinh dòng ñiện ( không có các ñiện cực ) và nhiệt ñộ càng cao thì tốc ñộ ăn mòn càng nhanh. Thí dụ: 3Fe + 4 H 2O = Fe2O3 + 4 H 2 ↑ Bản chất của ăn mòn hóa học là quá trình oxi hóa khử, trong ñó các electron của kim loại ñược chuyển trực tiếp sang môi trường tác dụng. 2. Ăn mòn ñiện hóa học Quá trình hòa tan kim loại liên quan ñến sự xuất hiện các dòng ñiện vi mô, ñến các quá trình Anot và Catot gọi là hiện tượng ăn mòn ñiện hóa. Kim loại luôn chứa các tạp chất. Kim loại và các tạp chất trong kim loại cũng như môi trường tạo thành các cặp ñiện cực với thế ñiện cực khác nhau. Trong các quá trình Anot, kim loại bị oxi hóa trở thành các ion dương: M → M n + + ne
- 17 - Trong các quá trình Catot, các tác nhân oxi hóa nhận các ñiện tử này tạo nên phản ứng 2 H + + 2e → H 2 khử: Chẳng hạn: O2 + 4 H + + 4e → 2 H 2O Kết quả là các kim loại bị hòa tan, bị ăn mòn. I.2.10.3. Các phương pháp bảo vệ. 1. Phương pháp tạo lớp phủ. Chất phủ ñược dùng có thể là kim loại bền ñối với môi trường như; Ni, Zn, Cr, Sn, Cd, Al, Ag, Au.., Những chất phủ không phải là kim loại, thường là sơn, men, nhựa. 2. Bảo vệ bằng phương pháp ñiện hóa Sử dụng phương pháp catot. Nếu người ta nối Fe với Zn chẳng hạn bằng một dây dẫn thì hiện tượng ăn mòn Fe sẽ ñược hạn chế vì ñối với cặp kim loại Fe – Zn thì Fe giữ vai trò là một Catot. ε Fe 0 2+ = −0, 44V ; ε Zn 0 2+ = −0, 76V Fe Zn Trong khi ñó Zn giữ vai trò của một anot, bị oxi hóa theo phản ứng Zn → Zn 2 + + 2e Ngược lại phản ứng : Fe → Fe 2 + + 2e sẽ không xảy ra.
- 18 - CHƯƠNG II. NHỮNG NỘI DUNG ðIỆN HÓA HỌC TRONG CHƯƠNG TRÌNH HÓA HỌC PHỔ THÔNG. II.1. Phân tích sự hình thành và phát triển khái niệm ñiện hóa học trong chương trình hóa học trường THPT. Khái niệm ñiện hóa học ñược xây dựng trên nền tảng của khá nhiều lí thuyết. Tuy nhiên ở mức ñộ phổ thông người ta chỉ ñưa ra một số lí thuyết liên quan như: Thuyết ñiện li, Phản ứng oxi hóa khử … Lí thuyết ñiện hóa học ñược dùng ñể nghiên cứu các tính chất của các chất, giải thích và tiên ñoán về tính chất hóa học và tính chất vật lí. Quá trình phát triển khái niệm ñiện hóa học ở chương trình phổ thông có thể chia thành các bước như sau: Bước 1: Lớp 10: Học sinh ñược học về lí thuyết phản ứng oxi hóa khử “ Phản ứng oxi hóa khử là phản ứng trong ñó có sự chuyển electron giữa các chất phản ứng”. Vận dụng lí thuyết này ñể giải thích sự xuất hiện dòng ñiện trong pin ñiện hóa, và quá trình trao ñổi electron trong phản ứng. Bước 2. Lớp 11: Phát triển khái niệm ñiện hóa học Học sinh ñược học về thuyết ñiện li: “ Tính dẫn ñiện của các dung dịch axit bazơ và muối là do trong dung dịch của chúng có các tiểu phân mang ñiện tích, chuyển ñộng tự do ñược gọi là các ion hay “ Quá trình phân li các chất trong nước ra ion là sự ñiện li. Những chất tan trong nước phân li ra ion ñược gọi là chất ñiện li” Vận dụng lí thuyết này ñể giải thích sự xuất hiện thế trên các ñiện cực, sự chênh lệch thế giữa các ñiện cực từ ñó xuất hiện dòng ñiện di chuyển trong dây dẫn nối hai ñiện cực. Bước 3. Lớp 12: Phát triển và hoàn thiện khái niệm ñiện hóa học. Từ các phản ứng hóa học ñặc trưng của kim loại trong chương “ ðại Cương Kim Loại” như: Fe + HCl → FeCl2 + H2 Fe + CuSO 4 (l ) → FeSO4 + Cu
- 19 - Dựa vào phản ứng kim loại chuyển chổ cho nhau (kim loại này có thể ñẩy ion kim loại khác ra khỏi muối của chúng) người ta ñả xắp xếp ñược nhiều kim loại theo khả năng phản ứng của chúng Ví dụ: Cu + 2 Ag + → 2 Ag + Cu 2+ Tuy nhiên phương pháp trên chưa tổng quát và không chính xác. ðể ñánh giá ñịnh lượng khả năng oxi hóa khử của các kim loại, ion kim loại trong dung dịch, người ta áp dụng lí thuyết của ñiện hóa học ñể chứng minh. Dựa vào ñại lượng thế oxi hóa khử (hay thế ñiện cực) của chúng ( ε M0 n+ ).Từ giá trị thế khử chuẩn người ta có thể so sánh M ñược ñộ mạnh yếu của các kim loại và ion kim trong dung dịch.Vì vậy người ta xắp xếp ñược dãy ñiện hóa sau: K + Na + Mg 2+ Al 3+ Zn 2+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Ag + Au + Tính oxi hóa của ion kim loại tăng K Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H2 Cu Ag Au Tính khử kim loại giảm II.2. Cấu trúc nội dung ñiện hóa học trong chương trình hóa học phổ thông lớp12, ban cơ bản, ban nâng cao Hóa học lớp 12 nâng cao Hóa học lớp 12 cơ bản Khái niệm ñiện hóa học, tập trung chủ yếu ở chương 5: ðại cương về kim loại. Bài 20 Dãy ñiện hóa của kim loại Bài 18 Tính chất của kim loại dãy ñiện 1. Khái niệm cặp oxi hóa hóa của kim loại. khử 1. Dãy ñiện hóa của kim 2. Pin ñiện (suất ñiện ñộng, loại. thế ñiện cực) 3. Thế ñiện cực chuẩn (ñiện cực hiñro chuẩn,thế ñiện cực của các kim loại) 4. Dãy thế ñiện cực của
- 20 - kim loại. 5. Ý nghĩa của thế ñiện cực. Bài 21 Luyện tập: Tính Chất Của kim Bài 19 Hợp kim loại 1. Khái niệm 2. Tính chất 3. Ứng dụng Bài 22 Sự ñiện phân. Bài 20 Sự ăn mòn kim loại 1. Khái niệm. 1. Khái niệm 2. Sự ñiện phân các chất 2. Các dạng ăn mòn ñiện li 3. Chống ăn mòn kim loại 2.1. ðiện phân chất ñiện li 3.1. Phương pháp bảo vệ nóng chảy bề mặt 2.2. ðiện phân dung dịch 3.2. Phương pháp ñiện chất ñiện li trong hóa nước. 3. Ứng dụng của sự ñiện phân Bài 23 Sự ăn mòn kim loại Bài 21 ðiều chế kim loại 1. Khái niệm. 1. Nguyên tắc. 2. Hai dạng ăn mòn kim 2. Phương pháp. loại 2.1. Phương pháp nhiệt 2.1. Ăn mòn hóa học luyện 2.2. Ăn mòn ñiện hóa 2.2. Phương pháp thủy 3. Chống ăn mòn kim loại. luyện 2.3. Phương pháp ñiện phân Bài 24 ðiều chế kim loại. Bài 22 Luyện tập: Tính chất của kim 1. Nguyên tắc ñiều chế. loại 2. Phương pháp ñiều 2.1. Phương pháp thủy luyện 2.2. Phương pháp nhiệt luyện 2.3. Phương pháp ñiện phân 3. ðịnh luật faraday Bài 25 Luyện tập: Sự ñiện phân – sự ăn Bài 23 Luyện tập: ðiều chế kim loại mòn kim loại – ñiều chế kim và sự ăn mòn kim loại. loại