Phan Ung Oxi Hoa-Khu - HS [PDF]

Zitiervorschau

CHUYÊN ĐỀ: PHẢN ỨNG OXI HÓA-KHỬ 1. Cân bằng PU oxi hóa-khử sau: - CH3-CH=CH2 + KMnO4 + H2O → CH3CHOH-CH2- OH + MnO2 + KOH - As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO - CuFeS2 + Fe2(SO4)3 + O2+ H2O → CuSO4 + FeSO4 + H2SO4 2. Cho 29g hỗn hợp Al, Cu, Ag tác dụng vừa đủ với 950ml dd HNO3 1,5M; thu đợc dung dịch chứa m gam muối và 5,6 lít hỗn hợp khí X (đktc) gồm NO và N2O. Tỉ khối của X so với H2 là 16,4. Xác định giá trị của m? 3. Hòa tan hết 0,03 mol hỗn hợp gồm MgS, FeS, CuS trong dung dịch HNO3 , kết thúc các phản ứng thu được dd Y (chỉ chứa muối nitrat và muối sunfat) và 0,15 mol hỗn hợp khí Z gồm NO2 và NO có tỉ khối so với H2 là 20,33. Cho Y phản ứng với dd NaOH đun nóng, không có khí thoát ra. Xác định số mol HNO3 đã phản ứng. 4. Cho 11,36g hỗn hợp X gồm Fe, FeO, Fe2O3, Fe3O4 phản ứng hết với dd HNO3 đặc, nóng dư thu được 17,472 lít khí NO2 thoát ra (đktc) và dd Y. Cô cạn dd Y thu được m gam muối khan. Xác định giá trị m ? 5. Đốt cháy hoàn toàn m gam hỗn hợp X gồm FeS2 và một oxit sắt cần dùng 0,6 mol O2 thu được 0,4 mol Fe2O3 và 0,4 mol SO2 . Cho m gam hỗn hợp X trên tác dụng dd H2SO4 đặc, nóng dư đến khi các PU xảy ra hoàn toàn, sản phẩm khử duy nhất là SO2 . Xác định số mol H2SO4 tham gia phản ứng? 6. Cho 8,96 lít hỗn hợp khí H2 và CO (đktc) đi qua ống sứ đựng 0,2 mol Al2O3 và 0,3 mol CuO nung nóng đến phản ứng hoàn toàn thu được chất rắn X. X phản ứng vừa đủ trong 0,5 lít dd HNO3 aM (sản phẩm khử duy nhất là NO). Xác định giá trị của a ? I. MỘT SỐ KHÁI NIỆM VÀ CÁC PHƯƠNG PHÁP CÂN BẰNG PHẢN ỨNG OXI HÓA-KHỬ 1. Khái niệm. a) Số oxi hóa (đại lượng quy ước): Số oxi hóa của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử, nếu giả định rằng liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion. Số oxi hóa được xác định theo quy tắc sau: Quy tắc 1: Số oxi hóa của nguyên tố trong các đơn chất bằng không. Quy tắc 2: Trong một phân tử, tổng số oxi hóa của các nguyên tố bằng không. Quy tắc 3: Số oxi hóa của các ion bằng điện tích của ion đó. Quy tắc 4: Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hóa của hidro bằng +1 (trừ hiđrua kim loại NaH –1). Số oxi +2−1

+1−1

hóa của oxi bằng – 2 (trừ OF 2 , H 2 O2 .. . ). Chú ý: Số oxi hóa của C trong hợp chất hữu cơ −3

−2

−1

CH 3 CH 2 CH 2 OH → Số oxi hóa trung bình của C = b) Phản ứng oxi hóa - khử: 0

Ví dụ:

+2

−3−2−1 =−3 2

0

+2

Fe + Cu SO 4 →Fe SO 4 +Cu 0

+2

Fe → Fe +2 e

Quá trình oxi hóa: +2

Quá trình khử: 0

Cu + 2 e→Cu +2

Chất khử: Fe ; chất oxi hóa: Cu . Định nghĩa: - Chất khử (chất bị oxi hóa) là chất nhường electron hay là chất có số oxi hóa tăng. - Chất oxi hóa (chất bị khử) là chất nhận electron hay là chất có số oxi hóa giảm. - Sự oxi hóa (quá trình oxi hóa) một chất là làm cho chất đó nhường electron. - Sự khử (quá trình khử) một chất là làm cho chất đó nhận electron.

1

2) Lập phương trình hóa học của phản ứng oxi hóa-khử. a) Phương pháp thăng bằng electron:

⃗ t0 Ví dụ: F2O3 + CO Fe -+CO2 Bước 1: Xác định số oxi hóa của những nguyên tố có số oxi hóa thay đổi +3

0

+2

+4

Fe2 O 3 +CO t⃗0 Fe +CO 2 Bước 2: Viết quá trình oxi hóa và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình. +2

+4

C →C +2 e +3

0

Fe +3 e →Fe Bước 3: Tìm hệ số thích hợp sao cho tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng số electron do chất oxi hóa nhận. +2

3

+4

C →C +2 e 0

+3

Fe +3 e →Fe

2 Bước 4: Đặt hệ số của chất oxi hóa và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hoàn thành phương trình hóa học. Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 b) Phương pháp ion - electron hay phương pháp bán phản ứng: Ví dụ: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O Bước 1: Viết sơ đồ phản ứng (chỉ cần viết đầy đủ các cặp oxi hóa-khử) Bước 2: Tính số oxi hóa của các nguyên tố có số oxi hóa thay đổi. Bước 3: Viết các quá trình cho và nhận electron dưới dạng các bán phản ứng theo quy tắc sau: các dạng oxi hóa và dạng khử của các chất oxi hóa và chất khử, nếu thuộc chất điện li mạnh thì viết dưới dạng ion chứa nguyên tố cho hoặc nhận electron; còn các chất điện li yếu, không điện li, chất kết tủa, chất khí thì viết dưới dạng nguyên tử hoặc phân tử. Vì vậy phương pháp bán phản ứng chỉ áp dụng cho các phản ứng xảy ra trong dung dịch. 2+

Ví dụ: Cu → Cu+ 2 e −

+

NO 3 + 4 H +3 e→ NO ↑+2 H 2 O Chú ý: + Số electron cho, nhận cũng giống phương pháp thăng bằng electron. + Tùy theo môi trường (axit, bazơ, trung tính) và tùy theo số nguyên tử oxi, ta cần thêm vào vế trái ion H+ hoặc OH– hoặc H2O vào vế phải tạo ra H2O, hoặc ion H+, OH–. + Tổng điện tích 2 vế bằng nhau. Bước 4: Cân bằng số electron cho và nhận ở hai bán phản ứng, sau đó cộng gộp hai bán phản ứng lại ta được phương trình ion: 2+

3 2

Cu → Cu+ 2 e −

+

NO 3 +4 H +3 e→ NO ↑+2 H 2 O 2+

−

3Cu + 8H +2 NO 3 →3 Cu+ 2NO↑+ 4H2O +

Để chuyển phương trình ion thành dạng phân tử, cần cộng thêm vào hai vế những lượng như nhau các ion trái dấu để bù trừ điện tích. 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O II. CÁC LOẠI PHẢN ỨNG OXI HÓA - KHỬ QUAN TRỌNG 1. Phản ứng oxi hóa - khử trong đó chất khử hoặc chất oxi hóa đóng thêm vai trò là chất tạo môi trường. Ví dụ 1: KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O +7

+2

Mn +5 e → Mn

2

2

−1

2Cl →Cl 2 + 2e

5 → 2KMnO4 + 10HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O 6 HCl → 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O 2. Phản ứng tự oxi hóa - khử. Ví dụ 2:

⃗ t0

Cl2 + KOH 0

KCl + KClO3 + H2O

−1

Cl +1 e →Cl 0

x5

+5

Cl →Cl + 5 e

x1

⃗ t0

3Cl2 + 6KOH 5KCl + KClO3 + 3H2O 3. Phản ứng oxi hóa - khử nội phân tử. Ví dụ 3:

⃗0 t

2KClO3 +5

2KCl + 3O2

−1

Cl +6 e→Cl

2

0

−2

6 O →3O 2 +12 e 1 4. Phản ứng oxi hóa - khử có nhiều chất oxi hóa và nhiều chất khử. Ví dụ 4:

⃗ t0

4FeS2 + 11O2 0

+4

+3

2Fe2O3 + 8SO2

2Fe S 2 →2 Fe +4 S +22 e 0

2

−2

O2 + 4 e →3 O

11 Al + HNO3 → Al(NO3)3 + NO + N2O + H2O

Ví dụ 5: Biết:

2O

VNO : VN 0

= 2: 3

+3

Al → Al +3 e +5

10 +2

+1

8 N +30 e →2 N +6 N

1 → 10Al + 38HNO3 → 10Al(NO3)3 + 2NO + 3N2O + 19H2O 5. Phản ứng oxi hóa - khử trong đó phải sử dụng 2 phương pháp cân bằng electron và cân bằng đại số. K2SO3 + KMnO4 + KHSO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O +4

+6

S → S+2e +7

5 +2

Mn +5 e → Mn

2 5K2SO3 + 2KMnO4 + aKHSO4 → bK2SO4 + 2MnSO4 + cH2O Số nguyên tử K = 10 + 2 + a = 2b Số nguyên tử S = a + 5 = b + 2 2b - a = 12 b=9

a → a=6→c= 2 =3

b-a=3 → 5K2SO3 + 2KMnO4 + 6KHSO4 → 9K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O 6. Phản ứng oxi hóa - khử có tham số. 2FexOy + (6x - 2y) H2SO4 đặc nóng → xFe2(SO4)3 + (3x-2y)SO2 + (3x-y)H2O +2 y / x

+3

2 x Fe →2 x Fe +(6 x−4 y )e

1

3

+6

+4

S +2 e → S

 (3x-2y) III. BÀI TẬP ÁP DỤNG: Câu 1: 1. Hoàn thành và cân bằng các phản ứng sau theo phương pháp thăng bằng ion - electron: a) MnO b) CrO

− 4 − 2

+ H2O2 + H+ → O2 + … + Br2 + OH− → CrO

2− 4 2− 4

+…

c) Cu2S + HNO3đặc → Cu2+ + SO + NO2 +… d) FexOy + H2SO4đặc → SO2 +… 2. Cho phản ứng: Fe2+ + Ag+  Fe3+ + Ag

E 0Ag + /Ag =+0,8V

Biết:

E 0Fe3+ /Fe2+ =+0,77V a) Ở điều kiện chuẩn phản ứng xảy ra theo chiều nào? b) Tính hằng số cân bằng K của phản ứng ở 250C. c) Một dung dịch chứa Fe(NO3)3 0,1M; Fe(NO3)2 0,01M; bạc kim loại và AgNO3 0,01M. Xác định chiều phản ứng trong điều kiện này? Câu 2. Cho biết thế điện cực chuẩn của các cặp oxi hóa-khử sau: Cu2+/CuCu+/Cu Sn2+/Sn Sn4+/Sn2+ E0(V) 0,34 0,52 -0,136 0,15 a) Tính E0 Sn4+/Sn ; E0 Cu2+/Cu+ b) Xác định sản phẩm tạo thành khi hòa tan Sn trong dung dịch HCl 1M. Câu 3: 1. Trong phòng thí nghiệm thường điều chế Cl2 bằng cách cho KMnO4 tác dụng với dung dịch HCl đặc. Nếu thay bằng dung dịch HCl 10-3M thì điều chế Cl2 được không? Tại sao? Biết thế điện cực chuẩn: 0 E 0MnO- /Mn 2+ =+1,51V;E Cl 4

2 /2Cl

-

=+1,359V

2. Hãy lập luận để trả lời các trường hợp sau đây: a) HI có thể tác dụng với: H2S; H2SO4 b) SO2 có thể tác dụng với: H2S; HClO4 c) K2Cr2O7 sẽ tác dụng như thế nào với H3PO3 trong môi trường axit? Viết các phương trình phản ứng minh họa. 3. Tại sao khi hòa tan Zn vào dung dịch HCl nếu có thêm vài giọt muối Hg 2+ vào thì Zn sẽ tan nhanh hơn? Câu 4: Hòa tan 0,835 gam hỗn hợp X gồm NaHSO3 và Na2SO3 trong dung dịch H2SO4 dư, đun nóng. Cho tất cả lượng khí sinh ra hấp thụ trong 500,00ml dung dịch Br 2 thu được 500,00 ml dung dịch A. Thêm KI vào 50,00 −

ml dung dịch A, lượng I3 sinh ra tác dụng vừa đủ với 12,50 ml dung dịch Na 2S2O3 0,01M. Nếu sục khí N2 để đuổi hết Br2 dư trong 25,00 ml dung dịch A thì dung dịch B thu được trung hòa vừa đủ với 15,00 ml dung dịch NaOH 0,10M. 1. Tính nồng độ mol của dung dịch Br2 ban đầu. 2. Tính % khối lượng các muối trong hỗn hợp X. Câu 5:

MnO−4

1. có thể oxi hóa ion nào trong số các ion Cl , Br, I ở các giá trị pH lần lượt bằng 0, 3, 5. Trên cơ sở đó đề nghị một phương pháp nhận biết các ion halogenua có trong hỗn hợp gồm Cl , Br, I. Biết

0 E 0MnO- /Mn 2+ =+1,51V;E Cl 4

2 /2Cl

=+1,36V;E 0Br /Br - =+1,08V;E 0I /I- =+0,62V. 2

2

4

2. A là dung dịch chứa AgNO 3 0,01M, NH3 0,25M và B là dung dịch hỗn hợp chứa Cl , Br, I đều có nồng độ 10-2 M. Trộn dung dịch A với dung dịch B (giả thiết nồng độ ban đầu của các ion không đổi) thì kết tủa nào được tạo thành? Trên cơ sở đó hãy đề nghị phương pháp nhận biết sự có mặt của ion Cl  trong dung dịch hỗn hợp chứa Cl, Br, I. +

Biết: Ag(NH3) 2  Ag+ + 2NH3 K=10-7,3 -10 -13 TAgCl = 10 , TAgBr = 10 , TAgI = 10-16   , I kết tủa. Như vậy để nhận biết Cl  trong B dùng A để loại Br, I. Sau đó dùng axit phá phức để làm tăng nồng độ Ag+ và nhận biết Cl nhờ AgCl kết tủa. Câu 6: − 2− S 2 O2− 8 +2 I ⃗ 2 SO 4 + I 2

Phản ứng

S2 O

(1) được khảo sát bằng thực nghiệm như sau: Trộn 2−

23

S 2 O8

dung dịch KI với dung dịch hồ tinh bột, dung dịch sau đó thêm dung dịch vào dung dịch trên. Các dung dịch đều có nồng độ ban đầu thích hợp. 1. Viết các phương trình phản ứng xảy ra, tại sao dung dịch không màu chuyển sang màu xanh lam? 2. Người ta thu được số liệu sau đây: Thời gian thí nghiệm (theo giây) Nồng độ M (theo mol.l-l) 0

1,000

20

0,752

50

0,400

80

0,010

Dùng số liệu đó, hãy tính tốc độ trung bình của phản ứng (1). Câu 7: 2. Cho Fe3+ + e = Fe2+: E

0 1

= 0,771V.

0 2

Ag+ + e = Ag : E = 0,799V. Người ta lắp 1 pin theo sơ đồ: Ag/Ag+ // Fe2+, Fe3+ / Pt.

C Fe 2 +=C Fe 3+ =0,1 M

a) Khi nồng độ Ag+ bằng bao nhiêu thì sức điện động của pin bằng 0? b) Tính hằng số cân bằng của phản ứng trong pin ở 250C? Câu 8: 0 2− 3+ 1. Cho E Cr 2 O7 /2Cr

= + 1,36V

0 3+ 2+ E Fe /Fe = + 0,77V Xét chiều của phản ứng tại pH = 0, viết phương trình dưới dạng ion và phân tử. Cân bằng theo phương pháp cân bằng ion - electron. 2. Cho 12,6 gam hỗn hợp Mg và Al theo tỉ lệ mol 3 : 2 tác dụng với axit H 2SO4 đặc, nóng vừa đủ thu được 0,15 mol sản phẩm có lưu huỳnh. Xác định sản phẩm trên là SO 2, S hay H2S? Câu 9: Cho giản đồ thế chuẩn của mangan trong môi trường axit (pH = 0) +0,56V ? +0,95V + 1,51V -1,18V

MnO

⃗

− 4

⃗

MnO

2− 4

⃗

MnO2

⃗

Mn3+

⃗

Mn2+

Mn + 1,51V

1. Hãy tính thế khử của cặp MnO

2− 4

/MnO2 ?

5

2. Cho biết phản ứng sau có thể tự xảy ra được không? Tại sao? 2−

−

3MnO 4 + 4H+ ⃗ 2MnO 4 + MnO2 + 2H2O 3. Mangan có phản ứng được với nước và giải phóng khí hiđro không?

1 2 H2 + OH có E = 0 - 0,059 pH

Cho biết: H2O + e ⃗ Câu 10: 1. Cho biết tích số tan của Fe(OH)2 và Fe(OH)3 lần lượt là 1,65.10-15 và 3,8.10-38

E oFe2+ /Fe E

= - 0,44V

o Fe3+ /Fe

= - 0,04V Hãy giải thích tại sao trong dung dịch kiềm, muối sắt (II) lại có khả năng khử mạnh hơn so với trong dung dịch H2O? 3. Hoàn thành sơ đồ phản ứng sau:

⃗ (1 ) A (2 ) (3 ) (5 ) (5 ) Br2 ⃗ B ⃗ C ⃗ D ⃗ E 1) Tác dụng với KClO3 2) Tạo B là axit HXO3 có thể tồn tại ở dạng tinh thể với X là halogen. 3) Tác dụng với dung dịch Ba(OH)2. 4) Nhiệt phân. 5) E là axit của halogen ở dạng lai hóa sp3d2. Câu 11:1. Tính thế của điện cực Pt nhúng trong dung dịch gồm KMnO4 0,01M và FeSO4 0,01M ở pH = 1. E10 =E 0MnO- /Mn 2+ =+1,51V,E 02 =E 0Fe3+ /Fe2+

4 Cho: = + 0,771V 2. Một pin điện gồm điện cực là một sợi dây bạc nhúng vào dung dịch bạc nitrat và điện cực kia là một

2+

E 0Ag+ /Ag =+0,8V;E 20 =E 0Fe3+ /Fe2+ =+0,771V

3+

sợi dây Pt nhúng vào dung dịch muối Fe và Fe . Biết a) Viết phương trình hóa học khi pin hoạt động. Tính suất điện động của pin ở điều kiện tiêu chuẩn. b) Nếu [Ag+] = 0,1M và [Fe2+] = [Fe3+] = 1M thì phản ứng trong pin xảy ra như thế nào? c) Nhận xét về ảnh hưởng của nồng độ chất tan đến giá trị của thế điện cực và chiều hướng của phản ứng xảy ra trong pin. 3. Hoàn thành và cân bằng phản ứng oxi hóa - khử sau đây bằng phương pháp ion - electron: a) Fe3P + NO

− 3 − 3

+ ?  Fe3+ + H2PO

− 4

+?

2−

b) Sn2+ + BrO + Cl + H+  Br + SnCl 6 + ? Câu 12: 1. M là chất rắn có tính oxi hóa mạnh, tan được trong nước. Nhiệt phân M thu được các sản phẩm P (rắn), Q (rắn), R (khí) cũng là những chất có tính oxi hóa mạnh. Hòa tan P vào nước, sau đó sục khí clo vào thu được dung dịch chứa M. Nung chảy chất Q với kiềm trong điều kiện có mặt oxi tạo thành chất P (màu lục). Nếu đun nóng chất rắn Q với axit sunfuric thì thu được chất khí R và một dung dịch có màu hồng của chất E, biết E là sản phẩm khử của M trong quá trình điều chế clo khi cho M tác dụng với KCl có mặt axit sunfuric. Biết M, P, Q, E đều chứa cùng một kim loại. Viết các phương trình hóa học cho các quá trình biến đổi trên. 2. Chất X ở dạng tinh thể mà trắng có các tính chất sau: - Đốt X ở nhiệt độ cao cho ngọn lửa màu vàng. - Hòa tan X vào nước đựng dung dịch A. Sục khí SO 2 từ từ qua dung dịch A thấy xuất hiện màu nâu. Tiếp tục sục SO2 vào thì màu nâu biến mất, thu được dung dịch B. Thêm vào ít HNO 3 vào dung dịch B, sau đó thêm dung dịch AgNO3 dư tạo thành kết tủa màu vàng. - Mặt khác, nếu hòa tan hoàn toàn 0,1 gam X vào nước, thêm dư KI và vài ml H 2SO4 loãng, lúc đó dung dịch có màu nâu. Chuẩn độ dung dịch thu được bằng Na 2S2O3 0,1 M đến khi mất màu cần dùng 37,4 ml dung dịch Na2S2O3. a) Viết các phương trình hóa học của phản ứng xảy ra dạng ion. b) Tìm công thức phân tử của X. 3. Hòa tan lần lượt a gam Mg rồi b gam Fe, c gam oxit sắt X trong H 2SO4 loãng, dư thu được 1,23 lít khí A (ở 270C, 1 atm) và dung dịch B. Lấy 1/5 dung dịch B cho tác dụng vừa đủ với 60 ml dung dịch KMnO 4

6

0,05M, thu được dung dịch C. Biết trong dung dịch C có 7,274 gam hỗn hợp muối trung hòa. Tìm công thức oxit sắt và các giá trị a, b, c. Cho: Fe = 56, O = 16, Mg = 24, S = 32, I = 127, Ag = 108, Mn = 55, K = 39. Câu 13: 0

0

+ 1. Cho E Ag / Ag = 0,80V;

0

E

0

− E AgI / Ag,I = -0,15V; E

Au3+ / Au+

= 1,26V;

0

Fe 3+ /Fe

= -0,37V; E

Fe 2+ /Fe

= -0,440V. Hãy: 1.1. a) Thiết lập một sơ đồ pin để xác định tích số tan của AgI. Viết các phương trình hóa học của các phản ứng xảy ra trên mỗi điện cực và trong pin. b) Tính độ tan (S) tại 250C của AgI trong nước. 1.2. a) Lập pin điện trong đó xảy ra sự oxi hóa ion Fe 2+ thành ion Fe3+ và sự khử ion Au3+ thành ion Au+. Viết các phương trình hóa học của các phản ứng xảy ra trên mỗi điện cực và trong pin. b) Tính sức điện động chuẩn của pin và hằng số cân bằng của phản ứng xảy ra trong pin này. 2. Để xác định hằng số tạo phức (hay hằng số bền) của ion phức [Zn(CN) 4]2-, người ta làm như sau: Thêm 99,9 ml dung dịch KCN 1M vào 0,1 ml dung dịch ZnCl 2 0,1M để thu được 100 ml dung dịch ion phức [Zn(CN)4]2- (dung dịch A). Nhúng vào A hai điện cực: điện cực kẽm tinh khiết và điện cực so sánh là điện cực calomen bão hòa có thế không đổi là 0,247V (điện cực calomen trong trường hợp này là cực dương). Nối hai điện cực đó với một điện thế kế, do hiệu điện thế giữa chúng được giá trị 1,6883V. Hãy xác định hằng số tạo phức của ion phức [Zn(CN) 4]2-. Biết thế oxi hóa - khử tiêu chuẩn của cặp

RT Zn2+/Zn bằng -0,7628V; F ln = 0,0592 lg (ở 250C). Câu 14: 0

1. Cho

0

E MnO− , H+ / Mn2 +

= 1,51V;

4

E0MnO− , H O / MnO

E MnO2 − , H+ / MnO 4

0

2

= 2,26V;

E MnO

2

, H + /Mn 2+

= 1,23V.

E0MnO− ,/ MnO 2−

4 2 2 4 4 a) Tính và b) Nhận xét về khả năng oxi hóa của ion pemanganat trong môi trường axit, trung tính và bazơ. Giải

thích. c) Viết phương trình hóa học dạng ion của các phản ứng để minh họa khả năng oxi hóa của ion pemanganat phụ thuộc vào pH của môi trường.

E0I− /I−

0

ECu 2 + /Cu +

3 2. Cho = 0,16V; = 0,54V; ECal = 0,244V; KS(CuI) = 10-12  a) Chứng minh Cu2+ có thể oxi hóa I tạo kết tủa CuI. b) Tính nồng độ các ion trong hỗn hợp gồm Cu2+ 0,01M; KI 1M. c) Tính thế của điện cực Pt nhúng trong dung dịch so với điện cực calomen bão hòa.

Câu 15: 1. Hoàn thành và cân bằng các phương trình sau bằng phương pháp thăng bằng ion- electron: a) KMnO4 + C6H12O6 + H2SO4  CO2 + … b) Al + HNO3  N2O + 2NO + … c) MnO

− 4

+ H2O2 + H+  O2 + … 2−

−

d) Cr3+ + ClO 3 + OH  CrO 4 + Cl + … 2. Cho các giá trị điện thế cực: Fe2+ + 2e  Fe E0 = -0,44V 3+ 2+ Fe + e  Fe E0 = 0,77V 0 3+ a) Xác định E của cặp Fe /Fe. b) Từ kết quả thu được hãy chứng minh rằng khi cho sắt kim loại tác dụng với dung dịch HCl 0,1M chỉ có thể tạo ra Fe2+ chứ không thể tạo thành Fe3+. 3. Để chuẩn độ hàm lượng Cl2 trong nước sinh hoạt người ta dùng dung KI. a) Tính G0 và hằng số cân bằng K của phản ứng giữa Cl2(k) và I 0

ECl

− (dd)

ở 298K biết:

0

2

/Cl−

= 1,36V;

E I− /3 I− 3

= 0,54V.

7

E0

Cu 2 + /Cu + = b) Khi trong nước có mặt các ion Cu 2+, chúng cản trở sự định lượng Cl 2. Giải thích, biết: -12 0,16V; TCuI = 10 ; Cho 2,303RT/F = 0,0592. Câu 16: Thiết lập biểu thức phụ thuộc giữa thế oxi hóa – khử với pH của môi trường trong trường hợp sau:

Cr2O

2− 7

0

+ 14H+ + 6e  2Cr3+ + 7H2O;

Ở pH = 7, Cr2O

ECr

2

O2− /2Cr 3 + 7

= 1,33V 0

2− 7

− có oxi hóa được I không? Biết rằng: E I 2 /2 I = 0,6197V

RT Biết tích số ion của nước Kw=10 và 2,303 F lnx = 0,0592 lgx (tại 250C, 1atm) -14

Câu 17: Cho phản ứng: Cu(r) + CuCl2(dd)  2CuCl(r) a) Ở 250C phản ứng xảy ra theo chiều nào, nếu người ta trộn một dung dịch chứa CuSO 4 0,2M; NaCl 0

0

0,4M với bột Cu lấy dư? Cho TCuCl = 10-7, E Cu 2+ /Cu + =0,15V, E Cu 2+ /Cu =0,335V. b) Tính hằng số cân bằng K của phản ứng trên ở 250C. c) Hãy đánh giá khả năng phản ứng của Cu với H 2SO4 loãng khi không có mặt của không khí và khi có 0

mặt của không khí. Cho E

O 2 /H 2 O

= 1,23V.

8