VẬn dụng lực axit,LỰc oxy hóA, LỰc khử CỦa dãy axit hnX; HnXOm ĐỂ SỬ DỤng dạy họC



tải về 255.46 Kb.
trang2/3
Chuyển đổi dữ liệu07.07.2016
Kích255.46 Kb.
1   2   3
2 3

HONO < HONO2

(HO)2SO<(HO)2SO2



Bảng biến đổi lực axit của một số axiaxit (HO)nXO m-n trong nước theo giá trị (m-n)

( Bảng B.II)

m-n = 0

axit yếu


pKa = 7÷11

m-n = 1

axit yếu và trung bình

pKa= 2 ÷ 4


m-n = 2

axit mạnh

pKa < 1


m-n = 3

axit rất mạnh

pKa < 0


Axit

PKa

Axit

PKa

Axit

PKa

Axit

PKa

(HO)3B

(HO) 4Si

(HO)3As

(HO)6Te

(HO)Cl

(HO)Br


(HO)I

9,22

9,7


9,3

8,8


7,5

8,68


10,63

(HO)NO

(HO) 3AsO

(HO)2SO

(HO)2SeO

(HO)2TeO

(HO)ClO


3,3

3,5


1,87

2,62


3,5

1,94


(HO)NO2

(HO)2SO2

(HO)2SeO2

(HO)ClO2

(HO)BrO)2


-1,4

-2

-3



-1

0,7

(HO)ClO3

-10


B/. BIẾN THIÊN TÍNH KHỬ TRONG DÃY HnX

-Trong các phản ứng oxy hóa khử xảy ra với HnX, tâm phản ứng ở trong phân tử HnX được xác định ở cation H+ hoặc Xn- tùy thuộc vào chất tương tác. Phần này chỉ xét tính khử của axit HnX nên tâm phản ứng ở anion Xn-. Trong anion Xn- nguyên tử của nguyên tố X có số oxy hóa thấp nhất, vì vậy khi tham gia phản ứng oxy hóa – khử Xn- chỉ có khả năng đưa về số oxy hóa cao hơn bằng cách nhường electron đóng vai trò chất khử.

-Tính khử của Xn- phụ thuộc vào độ bền của phân tử HnX và lực hút giữa hạt nhân với electron ngoài cùng của nguyên tố X.

-Biến thiên lực khử ( tính khử ):

+ Tỷ lệ thuận với bán kính nguyên tử của X

+Tỷ lệ nghịch với độ âm điện của X

1). Trong nhóm A

Từ trên xuống dưới trong một nhóm A lực khử Xn- tăng: Vì bán kính nguyên tử X tăng, lực hút giữa hạt nhân với electron lớp ngoài cùng giảm ( độ âm điện giảm ). Mặt khác độ dài liên kết H-X tăng, khả năng biến dạng mây điện tử liên kết tăng. Vì vậy khả năng tách electron lớp ngoài cùng Xn- tăng, độ bền phân tử HnX giảm. Kết quả lực khử tăng.

Ví dụ: Xét dãy HX.

Dãy HX

HF

HCl

HBr

HI

Độ dài liên kết H-X(A0 )

0,92

1,27

1,41

1,60

Năng lượng liên kết (KJ/mol)

565

431

364

297

HF chỉ phân hủy rõ rệt ở trên 53000C. Ở 10000C HCl phân hủy 0,014%, HBr phân hủy 0,5%, HI phân hủy 33%.

+HF hoàn toàn không thể hiện tính khử, HCl chỉ thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxy hóa mạnh còn HBr và nhất là HI có tính khử mạnh.

+6 +4

2HBr + H2SO4đ  Br2 + SO2 + H2O



8HI + H2SO4đ  4I2 + H2S-2 + 4H2O

Rõ ràng trong hai phản ửng trên, Br- chỉ khử S+6 (H2SO4) về S+4 (SO2) còn I- khử được về số oxy hóa thấp hơn trong hợp chất H2S.

+Khi để lâu các dung dịch HCl, HBr, HI trong không khí thì HBr bị oxy hóa chậm HI bị oxy hóa nhanh hơn, còn HCl chỉ phản ứng khi ở pha khí đun nóng có mặt xúc tác CuCl2

+ ½ O2 Br2 + H2O ( đk thường oxh chậm)

6HI + O2  2H[I(I)2] + 2H2O (đ0 thường, trong bóng tối)

4HIđđ + O2 ↔ 2I2 ↓ + 2H2O ( ás,xt Cu)

4HCl + O2 ↔ 2H2O + Cl2 ∆H0 = -117 KJ

Ví dụ 2: Xét dãy H2X

Dãy H2X H2O < H2S < H2SE < H2Te

Elk H-X (KJ/mol) 463 347 276 238

Lực khử tăng

H2O rất bền, H2S bền, H2Se tương đối bền phân hủy ở trên 3000C, H2Te kém bền phân hủy dần ở nhiệt độ thường.

H2S, H2Se, H2Te đều là chất khử mạnh, do độ bền phân tử giảm


as

H2Sbhòa + O2 2S + H2O

H2Seđđ + O2 (KK) H2O + Se (đk thường )

H2Sebhòa + S → H2S + Se (đk thường )

2H2Te + 3O2 → 2H2O + 2TeO2 ( cháy trong KK )

2). Trong chu kỳ:

Từ đầu đến cuối trong cùng một chu kỳ tính khử của Xn- giảm: Vì các nguyên tố trong mộ chu kì có cùng số lớp electron, từ trái qua phải điện tích hạt nhân tăng nên lực hút giữa hạt nhân với electron ngoài cùng tăng ( độ âm điện tăng). Kết quả khả năng nhường electron của anion Xn- giảm → lực khử giảm.

Ví dụ: Xét các hiđrua phi kim của các nguyên tố chu kì 3.

SiH4 > PH3 > H2S > HCl

Lực khử giảm

SiH4 + 2O2  SiO2 + 2H2O tự bốc cháy trong O2 ∆ H= -1288KJ

PH3 + 2O2  H3PO4


as




H2S + O2 2S + H2O phản ứng chậm

HCl + O2  không phản ứng trong điều kiện không có xúc tác.

Ví dụ 2: Xét các hiđrua phi kim của các nguyên tố chu kì 2.

CH4 > NH3 > H2O > HF

Lực khử giảm dần

CH4 dễ dàng cháy trong O2 không khí; NH3 cháy trong O2 nguyên chất ; H2O không tác dụng với O2 ; HF không phản ứng với O2.


t0

CH4 + O2KK CO2 + 2H2O + 210,9 Kcal

4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O

t0

Bảng biến thiên lực khử trong chu kì và trong nhóm A

Độ âm điện tăng, lực khử giảm

(Bảng B.III)





Nhóm

Chu kỳ


Năng lượng lkết

(KJ/mol)


IVA

VA

VIA

V
Bán

kính


nguyên

tử

tăng,



độ

bền


phân

tử giảm


lực

khử


tăng
IIA

2

3

4



CH4

SiH4




NH3

380


PH3

323


AsH3

281


H2O

463


H2S

347


H2Se

276


H2Te

238


HF

565


HCl

341


HBr

364


HI

297


C/. XÉT TÍNH OXY HÓA CỦA AXIT HnXOm

-Các oxy anion được tạo từ những nguyên tử oxi với nguyên tử của các nguyên tố khác ( nguyên tử trung tâm ) hình thành các tổ hợp nguyên tử mang một hoặc nhiều điện tích âm. Trong đó, tính chất nguyên tử trung tâm quy định tính chất của oxy anion . Nguyên tử trung tâm luôn có số oxy hóa dương, nghĩa là chúng nhường electron khi hình thành liên kết trong oxy anion .Vì thế tính chất đặc trưng của oxy anion là nhận thêm electron ( nghĩa là thể hiện tính oxihóa )

Ví dụ:


t0


4 4NO2 + CO2 + 2H2O

Tuy nhiên nhiều nguyên tố trung tâm có nhiều mức oxy hóa . Với những oxy anion mà nguyên tử trung tâm có mức oxy hóa trung gian thì chúng vừa thể hiện tính oxy hóa vừa thể hiện tính khử.

Ví dụ:



(t0)

-Các yếu tố ảnh hưởng đến lực oxihóa của oxianion

+Tỷ lệ thuận với thế ion

+Tỷ lệ nghịch với độ bền phân tử

+Tỷ lệ thuận với độ âm điện của nguyên tố trung tâm X

+Phụ thuộc vào nồng độ và điều kiện phản ứng

Khi xét lực oxy hóa của các oxy anion phải dựa vào tổng thể các yếu tố trên, xác định được yếu tố nào gây ảnh hưởng mạnh nhất đến lực oxy hóa của oxy anion .Đó chính là yếu tố quyết định và dùng để giải thích độ mạnh yếu của lực oxy hóa , tuy nhiên với các oxy anion khác nhau các yếu tố quyết định đến lực oxy hóa có thể khác nhau. Đây là vấn đề phức tạp nhiều trường hợp phải dựa vào kết quả thực nghiệm, từ đó mới suy luận được yếu tố quyết định. Với các oxianion mà nguyên tố trung tâm có độ âm điện lớn hơn 2,6 đều là những chất oxihóa mạnh và yếu tố quyết định sự biến thiên lực oxihóa là thế ion và độ bền phân tử. Nếu độ âm điện của nguyên tố trung tâm lớn hơn 2 và nhỏ hơn 2,6 thì khả năng nhận electron của oxy anion chưa thật đặc trưng phản ứng…Sau đây tôi xin được xét tính oxy hóa của một số oxy anion.

1). Xét nhóm VIIA:

Các halogen trong nhóm đều có độ âm điện lớn hơn 2,6 vì vậy các oxy anion của nó đều có tính chất đặc trưng là tính oxy hóa.

a). Khi số nguyên tử oxi trong phân tử axit bằng nhau (cùng m)

-Lực oxy hóa giảm dần từ trên xuống dưới trong phân nhóm.

Vì điện tích ion không đổi, từ trên xuống dưới trong phân nhóm bán kính nguyên tử của nguyên tố trung tâm tăng nên thế ion của các oxy anion giảm do đó mật độ điện tích dương ở nguyên tố trung tâm giảm. Kết quả khả năng nhận electron giảm  lực oxy hóa giảm.


+1

Ví dụ 1: Xét dãy HXO ( Tính chất đặc trưng là tính oxy hóa mạnh)

HClO > HBrO > HIO

Lực oxy hóa giảm

2HClO + 2H+ + 2e  Cl2 + 2H2O E0 = +1,63V

2HBr +2H+ + 2e  Br2 + 2H2O E0 = +1,59V

2HIO + 2H+ + 2e  I2 + 2H2O E0 = +1,45V

Giá trị E0 giảm từ HClO  HIO  lực oxy hóa giảm

Ví dụ 2 : Xét dãy HXO3 ( có tính oxy hóa mạnh)

HClO3 > HBrO3 > HIO3

Lực oxy hóa giảm

2HClO3 + 10H+ + 10e  Cl2 + 6H2O E0 = +1,47V

2HBrO3 + 10H+ + 10e  Br2 + 6H2O E0 = + 1,52V

2HIO3 + 10H+ + 10e  I2 + 6H2O E0 = + 1,20V

Lưu huỳnh, photpho, Asen, SO2, giấy hay bông bốc cháy khi tiếp xúc với dung dịch HXO3 nồng độ ≥ 40%

b). Khi số nguyên tử oxi trong phân tử axit khác nhau (≠m)

Lực oxy hóa giảm khi m tăng: vì độ bội của liên kết trong phân tử tăng từ XO-, , , nên độ bền các oxy anion tăng dần, do đó tính oxy hóa của các oxy anion trong dung dịch axit giảm.

Ví dụ: Xét dãy HClO HClO2 HCIO3 HClO4

Độ dài liên kết Cl – O ( A0) 1,7 1,64 1,57 1,45

Lực oxy hóa giảm

2). Xét tính oxy hóa của một số oxy anion ở các nhóm A khác

Đối với tính oxy hóa của các oxy anion ở các nhóm A khác nhóm VIIA, do độ âm điện của nguyên tố trung tâm bé hơn 2,6 ( trừ N), số electron lớp ngoài cùng bé hơn nhóm VIIA nên yếu tố thế ion không còn là yếu tố quyết định trong việc xác định lực oxy hóa của các oxianion .

Lực oxy hóa của các oxianion phụ thuộc vào nhiều yếu tố như trạng thái lai hóa ( đặc trưng hay không đặc trưng), độ bền phân tử, nồng độ….Vì vậy, sự biến thiên về tính oxihóa của các oxianion không còn đúng quy luật như ở nhóm VIIA nữa. Xem xét tính oxy hóa của một số oxy anion để minh họa.

- Dãy H2XO4: gồm H2SO4, H2SeO4, H2TeO4

Trạng thái lai hóa H2SO4 và H2SeO4. Nhưng trạng thái hóa của Se ít đặc trưng hơn S vì bán kính nguyên tử Se > S ( giải thích theo phần A.IV.3.a – Lai hóa ) nên ion kém bền hơn ion do đó H2SeO4 là chất oxihóa mạnh hơn H2SO4

Ví dụ: H2SeO4 + HClđđ + H2SeO3 + Cl2 + H2O

H2SO4 chỉ oxyhóa được HBr,HI,H2S…( các chất khử mạnh hơn HCl)


t0

H2SO4 + 2HBr SO2 + Br2 + 2H2O

Trong khi đó H2TeO4 không giống với H2S04, công thức thực tế của nó H6TeO6. Trạng thái lai hóa của Te : . Tính oxy hóa yếu hơn H2S04 và H2SeO4

Ví dụ : Xét một số axit trong nhóm VA có số oxy hóa +5 ( số oxyhóa tối đa)



, , ,

sp2 sp3 sp3

Trong phân tử độ âm điện N là 3,04 tương đương với độ âm điện của nguyên tố nhóm VIIA, bán kính nguyên tử nhỏ, thế ion lớn vì vậy , có tính oxy hóa mạnh

-Trong phân tử nguyên tố phốtpho có độ âm điện 2,19 bé hơn 2,6 nên mặc dù phốtpho có số oxyhóa cao nhất (+5), số electron lớp ngoài cùng tương tự nguyên tố nitơ trong phân tử axit , nhưng thực tế axit coi như không thể hiện tính oxyhóa ở anion . Điều này được giải thích do trạng thái lai hóa của nguyên tố trung tâm phốtpho là rất đặc trưng vì vậy anion rất bền không thể hiện tính oxyhóa.

-Còn các axit Người ta không biết được axit bitmut nhưng biết được muối bitmutat

Xét trong môi trường axit SbO3-.

Lực oxy hóa tăng

Biến thiên tính oxy hóa của các oxy anion trên có thể được giải thích do trạng thái lai hóa kém đặc trưng dần ( vì bán kính nguyên tử tăng từ As đến Bi ) nên độ bền oxianion giảm  lực oxyhóa giảm.

Trong chương trình THPT chỉ đề cập đến hai axit mà oxy anion của nó có tính oxy hóa trội hơn cation đó là axit nitric và axit sunfuric đặc, vấn đề này có thể giải thích dựa vào đại lượng thế ion và độ âm điện của nguyên tố trung tâm. Thế ion của anion và độ âm điện của nguyên tố N lớn tương đương với thế ion của các oxianion và độ âm điện của các halogen ở nhóm VIIA vì vậy tính chất hóa học đặc trưng của anion là tính oxyhóa .Trong phân tử axit sunfuric anion có thế ion tương đương với nhóm VIIA, nhưng độ âm điện của nguyên tố trung tâm lưu huỳnh (2,58) bé hơn độ âm điện của nguyên tố iot (2,66), nên khả năng hút electron của bé hơn các nguyên tố nhóm VIIA vì vậy tính oxy hóa của anion phụ thuộc vào nồng độ ( theo phương trình Nec).

D/. ỨNG DỤNG VÀO DẠY – HỌC

* THỰC TIỄN ỨNG DỤNG:

Các quy luật về lực axit,lực khử,lực oxy hoá của dãy axit HnX ,HnXOm trên đã được tôi giảng dạy nhiều năm ở bậc trung học phổ thông .Thực tế cho thấy nếu trong mỗi bài dạy về axit ,trên cơ sở nắm vững các yếu tố chính ảnh hưởng đến quy luật biến đổi tính chất của dãy axit nói trên ,giáo viên sẽ hình thành dần cho học sinh cơ sở suy luận về mối liên quan giữa cấu tạo và tính chất của các chất ,sự biến đổi có quy luật của tính chất đó .Từ đó ,khả năng tư duy suy luận của học sinh ở các bài học sẽ được kích thích ,một sự chờ đợi bài học mới về axit sẽ xuất hiện ở học sinh ,nhằm khẳng định quy luật mà chính bản thân các em đang hình thành dang dở . Chính đó là điều kiện thuận lợi để giáo viên áp dụng phương pháp dạy học mới đạt được kết quả khả quan. Tuy nhiên quy luật này phù hợp hơn khi áp dụng đối với đối tượng học sinh TB khá trở lên, nên tôi thường áp dụng quy luật vào bài dạy cho các em học ban KHTN và các em học ban cơ bản có môn tự chọn là môn hóa (cơ bản khối A, cơ bản khối B).

Trong chương trình lớp 10, kiến thức về axit được kế thừa chương trình lớp 9. Ở lớp 9, phần định nghĩa, tính chất chỉ mang tính thừa nhận. Đến lớp 11, cơ sở lý thuyết về axit mới được cung cấp tương đối đầy đủ. Vì vậy trong các bài học về axit ở lớp 10, chủ yếu cũng thừa nhận một số tính chất cơ bản như ở lớp 9. Đồng thời giáo viên có thể cung cấp cơ sở lý thuyết để giải thích tính khử tính oxy hóa có thể có ở bài học.Việc xây dựng cơ sở lý thuyết để bước đầu học sinh có những kiến thức cơ bản là hết sức quan trọng là tiền đề phát huy khả năng tư duy ở học sinh.Từ cơ sở lý thuyết này học sinh sẽ giải quyết được một số thăc mắc:

a) Ở lớp 10 :

* Ví dụ 1: Tại sao có thể điều chế axit HCl bằng phản ứng giữa NaCl khan & axit H2SO4 đậm đặc trong khi cũng bằng phương pháp đó mà không điều chế được axit HBr & axit HI? (Vì học sinh đã biết tính khử của dãy axit HX tăng dần từ HCl đến HI & axit H2SO4 đậm đặc chỉ oxy hóa được các chất có tính khử mạnh hơn HCl như HBr, HI….nên chúng không thể tồn tại trong môi trường axit H2SO4 đậm đặc)

* Ví dụ 2: Tại sao axit H2SO4 đặc nóng lại có tính oxy hóa mạnh hơn axit H2SO4 loãng ? (Vì trong dung dịch H2SO4 loãng phân ly gần như hoàn toàn thành ion H+; ion H+ chỉ đóng vai trò oxy hóa khi tác dụng với kim loại có tính khử mạnh (trước hydro) .Còn H2SO4 đặc tồn tại chủ yếu ở dạng ion HSO4- ,mà cấu trúc của ion này bất đối xứng:

nên độ bền của ion này kém hơn ion SO42-. Vì thế trong H2SO4 đặc: S+6 có khuynh hướng giảm số oxy hóa khi tác dụng với chất khử, điều đó giải thích tính oxy hóa mạnh của axit H2SO4 đặc) .Để làm rõ các nội dung trên thì việc xây dựng cơ sở lý thuyết để xác định tính oxy hóa ở các oxy anion là rất cần thiết .

Ứng dụng vào phần dạy chương 4( Phản ứng hóa học –phản ứng oxy hóa khử ) giúp học sinh xác định số oxy hóa của các nguyên tố , so sánh được số oxy hóa của các nguyên tố trong các hợp chất dẫn đến việc so sánh tính oxy hóa ,tính khử của các hợp chất ; giải thích đươc một số trường hợp có phản ứng xảy ra và không có phản ứng xảy ra

*Ví dụ 3: Cu + dd HCl (hoặc dd H2SO4 loãng) không có phản ứng xảy ra

Cu + dd H2SO4 đặc ,nóng thì lại có phản ứng và phản ứng lại xảy ra nhanh chóng,giải phóng khí SO2 có mùi xốc và tạo dung dịch CuSO4 có màu xanh

* Ở chương 5-nhóm halogen (lớp 10) vận dụng đề tài này để :



  • Giải thích độ bền của các khí hydro halogenua (HX): giảm dần từ HF HI ,tính axít và tính khử của các axit halogenhydric lại tăng dần từ HF  HI . Tương tự ở nhóm O-S độ bền cũng giảm dần từ H2O  H2Te, tính axít và tính khử của các axit cũng tăng dần từ H2O  H2Te

  • Giải thích tính oxy hóa, tính bền và tính axit của các axit có oxy của nhóm halogen giảm dần từ HClO HIO

  • Giải thích được tính bền và tính axit của dãy axit có oxy của Cl: HClO, HClO2, HClO3 ,HClO4 tăng dần ngược lại tính oxy hóa lại giảm dần từ HClO  HClO4

  • Cũng giải thích tương tự với nhóm O-S:

*Axit H­2SO3 có tính axit và tính oxy hóa yếu hơn axit H2SO4

* Tại sao anhydric sunfuric SO3 (S có mức oxy hóa cao nhất +6) không thể hiện tính oxy hóa mạnh ( vì phân tử rất bền có cấu trúc đối xứng)



* Vận dụng lực axit- bazơ của đề tài các em biết sắp xếp sự biến đổi tính axit, tính bazơ của các oxit và hidroxit của các nguyên tố theo chu kỳ ,theo từng nhóm A một cách thành thạo và nhanh chóng .



Ví dụ : Xét chu kỳ 2 học sinh dễ dàng nắm được: tính axit của các oxyt và hydroxyt tương ứng tăng dần ,đồng thời tính bazơ của chúng giảm dần trong mỗi chu kỳ

Oxyt : Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7

Oxyt bazơ Oxyt bazơ oxyt lưỡng tính oxyt axit oxyt axit oxyt axit oxyt axit

Hydroxyt: NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4

Bazơ kiềm bazơ yếu hydroxyt axit yếu axít trung axit mạnh axit rât

(không tan) lưỡng tính bình mạnh



Ví dụ: Xét nhóm VA,học sinh dễ dàng nắm được: tính axit của các oxyt và hydroxyt tương ứng giam ,đồng thời tính bazơ của chúng tăng dần trong mỗi nhóm

Oxyt: N2O5 P2O5 As2O5

Oxyt axit Oxyt axit oxyt lưỡng tính

Hydroxyt : HNO3 H3PO4 H3AsO4

Axit mạnh axit trung bình axit yếu (tính axit trội hơn tính bazơ)




1   2   3


Cơ sở dữ liệu được bảo vệ bởi bản quyền ©hocday.com 2019
được sử dụng cho việc quản lý

    Quê hương