Sáng kiến kinh nghiệm Phát huy tính tích cực, chủ động của học sinh qua hệ thống bài tập về dãy điện hóa của kim loại

I) ĐẶT VẤN ĐỀ 
 Trong chương trình hoá học phổ thông, thời lượng dành cho các tiết luyện tập hay ôn tập còn hạn chế. Chính vì vậy, học sinh khi học môn hóa học thường gặp nhiều khó khăn trong việc giải các bài tập. Nhiều em ngại học lý thuyết nên khi gặp các bài tập yêu cầu phải vận dụng thì không giải quyết được, từ đó học sinh không tích cực trong học tập dẫn đến kết quả ngày càng thấp. Kiến thức môn Hóa học lớp 12 thực sự quan trọng khi các học sinh phải sử dụng để hoàn thành các bài kiểm tra, thi tốt nghiệp, thi Đại học, Cao đẳng. Nội dung kiến thức của chương “Đại cương về kim loại” trong sách giáo khoa lớp 12 nâng cao đã đưa ra một lượng kiến thức nhất định giúp học sinh hiểu biết về kim loại, đặc biệt củng cố kiến thức về “dãy điện hoá của kim loại” mà học sinh đã được làm quen ở lớp 9. Tuy nhiên, do một số nội dung mới đưa vào nên học sinh còn gặp khó khăn trong việc tiếp nhận kiến thức cũng như giải các bài tập liên quan. Nhằm giúp học sinh chủ động , tích cực trong việc tiếp nhận kiến thức và vận dụng được để giải nhanh các bài tập, thích ứng với phương pháp thi trắc nghiệm khách quan, đồng thời giúp bản thân giáo viên hiểu sâu sắc hơn, có được một cách nhìn khái quát hơn, từ đó việc truyền đạt kiến thức cho học sinh sẽ tự nhiên, dễ hiểu tôi chọn đề tài: Phát huy tính tích cực, chủ động của học sinh qua hệ thống bài tập về dãy điện hóa của kim loại.
II) GIẢI QUYẾT VẤN ĐỀ
I.1. CƠ SỞ LÝ LUẬN CỦA VẤN ĐỀ
I. 1.1 Khái niệm về cặp oxi hoá khử của kim loại
 Dạng oxi hoá và dạng khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hoá khử.
 Thí dụ: Fe2+/Fe ; Cu2+/Cu ; Ag+/Ag.
 Tổng quát: Mn+/M
I.1.2 Pin điện hoá
a) Khái niệm về pin điện hoá, suất điện động và thế điện cực
- Pin điện hoá là một thiết bị chuyển năng lượng của phản ứng hoá học thành dòng điện. 
 Cấu tạo của pin điện hoá gồm : 2 điện cực là 2 kim loại nhúng vào 2 dung dịch muối tương ứng, 2 dung dịch được nối với nhau bằng một cầu muối (đựng dung dịch NH4NO3 hoặc KNO3).
- Suất điện động của pin điện hoá là hiệu điện thế lớn nhất giữa 2 điện cực, tức là hiệu của thế điện cực dương với thế điện cực âm ( Epin= E(+) –E(-)). Suất điện động của pin điện hoá luôn là số dương và phụ thuộc vào bản chất của kim loại làm điện cực, nồng độ dung dịch và nhiệt độ.
 Suất điện động chuẩn là suất điện động của pin điện hoá khi nồng độ các ion kim loại là 1M, ở 250C. Kí hiệu là E0pin.
- Thế điện cực là điện thế xuất hiện khi cho kim loại nhúng vào dung dịch muối của nó.
b) Cơ chế phát sinh dòng điện trong pin điện hoá.
Thí dụ: Pin Zn- Cu
- Ở lá Zn, các nguyên tử Zn để lại electron trên bề mặt điện cực và tan vào dd dưới dạng ion Zn2+. Ở đây xảy ra sự oxi hóa các nguyên tử Zn thành Zn2+:
 Zn ® Zn2+ + 2e
- Lá Zn trở thành nguồn electron nên đóng vai trò cực âm. Các electron theo dây dẫn đến điện cực Cu, ở đây xảy ra sự khử các ion Cu2+ trong dung dịch thành Cu bám trên bề mặt lá Cu : 
 Cu2+ + 2e ® Cu
- Trong cầu muối, các cation NH4+ ( hoặc K+) di chuyển sang cốc đựng dung dịch CuSO4, các anion NO3- di chuyển sang cốc đựng dung dịch ZnSO4 làm cân bằng điện tích, nên các dung dịch luôn trung hoà điện.
 Ở mạch ngoài ( dây dẫn) , dòng e đi từ cực Zn sang cực Cu, nghĩa là theo quy ước của điện học, dòng điện đi từ cực Cu sang cực Zn. Vì thế cực Zn được gọi là anot, cưc Cu là catot. Trong pin điện hoá, anot là cực âm, catot là cực dương.
- Các phản ứng xảy ra trên các điện cực được viết tổng hợp lại như sau:
 Zn + Cu2+ ® Zn2+ + Cu
I.1.3 Thế điện cực chuẩn của kim loại
 a) Điện cực hiđro chuẩn
 - Suất điện động chuẩn của pin điện hoá có thể đo được bằng vôn kế, nhưng không thể đo được giá trị tuyệt đối thế điện cực của các điện cực chuẩn. Để giải quyết khó khăn này, người ta đưa ra một điện cực so sánh và chấp nhận một cách quy ước rằng thế điện cực của nó bằng không ở mọi nhiệt độ. Đó là điện cực hiđro chuẩn. E02H+/H2 = 0,00V 
 - Cấu tạo của điện cực hiđro chuẩn gồm 1 tấm Pt được phủ muội Pt, nhúng trong dung dịch axit có nồng độ ion H+ là 1M, bề mặt điện cực hấp phụ khí hiđro, được thổi liên tục vào dung dịch dưới áp suất 1atm.
 b) Thế điện cực chuẩn của kim loại
 Thế điện cực chuẩn của kim loại là điện thế của kim loại nhúng trong dung dịch chứa ion kim loại đó có nồng độ 1M, ở 250C.
 Trị số 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. Trong pin điện hoá trên, nếu kim loại đóng vai trò cực âm, thì thế điện cực chuẩn của kim loại có giá trị âm, còn nếu kim loại đóng vai trò cực dương thì thế điện cực chuẩn của kim loại có giá trị dương.
I.1.4 Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại
 Là dãy sắp xếp các kim loại theo thứ tự tăng dần thế điện cực chuẩn
Thí dụ : 
 K+/K Na+/Na Mg2+/Mg Al3+/Al Zn2+/Zn Fe2+/Fe Pb2+/Pb 2H+/H2 Cu2+/Cu Ag+/Ag Au3+/Au
-2,93 -2,71 -2,37 -1,66 -0,76 -0,44 -0,13 0,00 + 0,34 +0,80 +1,50
I.1.5 Ý nghĩa của dãy thế điện cực chuẩn của kim loại
 a) So sánh tính oxi hoá khử
 Trong dung môi nước, thế điện cực chuẩn của kim loại càng lớn thì tính oxi hoá của cation kim loại càng mạnh và tính khử của kim loại càng yếu và ngược lại.
b) Xác định chiều của phản ứng oxi hoá khử
- Kim loại của cặp oxi hoá khử có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn khử được cation kim loại của cặp oxi hoá khử có điện cực chuẩn lớn hơn.
- Kim loại trong cặp oxi hóa khử có thế điện cực chuẩn âm khử được ion hiđro của dung dịch axit.
Các phản ứng trên được viết theo quy tắc a.
c) Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hoá
 E0pin = E0(+) - E0(-)
d) Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxi hoá- khử
II.2 – THỰC TRẠNG CỦA VẤN ĐỀ
II.2.1. THUẬN LỢI:
 Khi tiến hành giảng dạy kiến thức về dãy điện hóa của kim loại , tôi thấy trong sách giáo khoa đã cung cấp một lượng kiến thức cơ bản để học sinh hiểu rõ các khái niệm. Học sinh biết xác định chiều của phản ứng giữa 2 cặp oxi hóa khử . Khi được hướng dẫn, nhiều học sinh đã biết giải các bài tập áp dụng đúng quy tắc a với 1 cặp chất . Bên cạnh đó, nhiều học sinh đã thực sự thích thú khi nghiên cứu để biết được quy luật về thứ tự xảy ra các phản ứng hóa học, điều được nhấn mạnh nhất khi học về nội dung này. Đồng thời học sinh có thể thay các phản ứng dưới dạng phân tử thành dạng ion đơn giản để giải quyết các bài toán một cách nhanh chóng gây cho học sinh những hứng thú nhất định. Mặt khác đối tượng học sinh được nghiên cứu là những học sinh có trình độ đồng đều, khá tốt nên việc hướng dẫn của giáo viên khá dễ dàng và nhận được sự ủng hộ của học sinh. Đó là những thuận lợi cơ bản khi tiến hành giảng dạy nội dung kiến thức này. 
II.2.2. KHÓ KHĂN
 Với thời lượng học lý thuyết trên lớp chỉ là 3 tiết và thời gian luyện tập, thực hành là 2 tiết thì nhiều học sinh chưa vận dụng được để giải quyết nhiều bài tập về dãy điện hóa của kim loại cũng như giải bài toán áp dụng định luật bảo toàn electron. Nội dung kiến thức này không chỉ dừng ở trong chương mà còn được sử dụng trong khi học sinh nghiên cứu các nhóm kim loại khác . Vì thế, nếu học sinh không nắm chắc và vận dụng được kiến thức ngay ở trong chương thì sẽ gặp khó khăn khi học tiếp các nhóm kim loại khác . Mặc khác, trong các đề thi học sinh giỏi các cấp, đề thi tốt nghiệp, thi tuyển sinh đại học, cao đẳng đều có kiến thức liên quan đến dãy điện hóa của kim loại , nhiều khi khá phức tạp. 
 Qua thực tế giảng dạy, tôi thấy học sinh vận dụng kiến thức chưa được tốt, chưa tích cực trong học tập, còn lúng túng khi xác định các phản ứng có thể xảy ra, không xác định đúng thứ tự xảy ra phản ứng, nhiều em chưa chủ động xác định được các phản ứng phát sinh thêm trong quá trình làm bài, hoặc còn giải dài dòng, chia nhiều trường hợp không cần thiết .
 Để giúp học sinh nắm chắc kiến thức, thường xuyên được củng cố thì cần có một hệ thống các dạng bài tập để học sinh vận dụng trong từng thời điểm cụ thể. Vì thế, tôi đã tiến hành nghiên cứu, phân loại các dạng bài tập cơ bản và hướng dẫn học sinh thông qua một số thí dụ cụ thể.
II.3.CÁC BIỆN PHÁP ĐÃ TIẾN HÀNH ĐỂ GIẢI QUYẾT VẤN ĐỀ: 
XÂY DỰNG HỆ THỐNG BÀI TẬP NHẰM PHÁT HUY TÍNH TÍCH CỰC, CHỦ ĐỘNG CỦA HỌC SINH.
Dạng 1: Viết phương trình hoá học xảy ra giữa các cặp oxi hoá- khử
Mục đích: Giúp học sinh củng cố kiến thức cơ bản về dãy điện hoá của kim loại, vận dụng ý nghĩa dãy điện hoá để viết đúng thứ tự xảy ra các phản ứng hoá học, sản phẩm của phản ứng, biện luận các trường hợp xảy ra các phản ứng hoá học.
 Thí dụ 1: Cho các kim loại Mg, Fe, Cu, Ag và các dung dịch MgSO4, CuSO4, Fe(NO3)3, AgNO3. Viết các phương trình hoá học dưới dạng ion rút gọn xảy ra khi cho lần lượt các kim loại vào lần lượt các dung dịch muối.
 Biết giá trị thế điện cực chuẩn tăng dần theo thứ tự:
 Mg2+/Mg Fe2+/Fe Cu2+/Cu Fe3+/Fe2+ Ag+/Ag
Hướng dẫn: 
 -Theo thứ tự trên, kim loại Mg mạnh nhất nên khử được các ion Cu2+, Fe3+, Ag+; Fe khử được các ion Cu2+, Fe3+, Ag+; Cu khử được các ion Fe3+, Ag+.
Các phản ứng đều được viết theo quy tắc anpha.
 - Lưu ý: Ta cần chú ý đến các cặp oxi hoá khử ẩn sau đề bài như cặp Fe2+/Fe và cặp Mg2+/ Mg; cặp Fe3+/ Fe2+ và cặp Ag+/Ag
 Mg + Cu2+ ® Mg2+ + Cu
 Mg + 2Fe3+ ® Mg2+ + 2Fe2+, nếu dư Mg: Mg + Fe2+ ® Mg2+ + Fe 
 Mg + 2Ag+ ® Mg2+ + 2Ag
 Fe + Cu2+ ® Fe2+ + Cu
 Fe + 2Fe3+ ® 3Fe2+
 Fe + 2Ag+ ® Fe2+ + 2Ag , nếu dư Ag+ : Ag+ + Fe2+ ® Ag + Fe3+ 
 Cu + 2Fe3+ ® Cu2+ + 2Fe2+ 
 Cu + 2Ag+ ® Cu2+ + 2Ag
 Thí dụ 2: Một pin điện gồm một điện cực là sợi dây bạc nhúng vào dung dịch AgNO3 và điện cực kia là một sợi dây Pt nhúng vào dung dịch muối chứa Fe2+ và Fe3+.
Viết phương trình phản ứng xảy ra khi pin hoạt động tự phát.
Hướng dẫn:
- So sánh thế điện cực chuẩn của 2 cặp: 
 E0( Ag+/Ag ) = + 0,80 (V) ; E0(Fe3+/Fe2+) = +0,77 (V)
- Cực dương xảy ra quá trình khử: Ag+ + 1e ® Ag
Cực âm xảy ra quá trình oxi hoá: Fe2+ ® Fe3+ + 1e
Phương trình phản ứng xảy ra khi pin hoạt động tự phát:
 Ag+ + Fe2+ ® Ag + Fe3+
Thí dụ 3: Biết thế oxi hóa - khử tiêu chuẩn: 
Eo Cu2+/Cu+ = + 0,16 V; Eo Fe3+/Fe2+ = + 0,77 V; Eo Cu+/Cu = + 0,52 V	 E0 Fe2+/Fe = - 0,44 V; Eo Ag+/Ag = + 0, 80V; Eo Zn2+/Zn = - 0,76 V 
Hãy cho biết hiện tượng gì xảy ra trong các trường hợp sau, viết phương trình hóa học:
 a) Cho dung dịch Fe(NO3)2 vào dung dịch AgNO3. 
 b) Cho bột sắt vào dung dịch Fe2(SO4)3.
 c) Cho bột đồng vào dung dịch CuSO4. 
 d) Cho bột kẽm vào dung dịch Fe2(SO4)3.
Hướng dẫn: So sánh thế điện cực chuẩn của các cặp oxi hóa khử liên quan, kết luận về độ mạnh tính oxi hóa, tính khử và viết phương trình theo quy tắc a. Nêu hiện tượng xảy ra.
 Giải: 
 a) Eo Ag+/Ag = + 0, 80V > Eo Fe3+/Fe2+ = +0,77 V, nên:
Tính oxi hoá: Ag+ mạnh hơn Fe3+ ; Tính khử: Fe2+ mạnh hơn Ag
Do đó phản ứng tự phát xảy ra giữa 2 cặp là: Ag+ + Fe2+ ® Fe3+ + Ag 
Hiện tượng: Xuất hiện kết tủa màu trắng bạc, dung dịch chuyển dần sang màu vàng. 
 b) Eo Fe3+/Fe2+ = +0,77 V > Eo Fe2+/Fe = - 0,44 V, nên:
Tính oxi hoá: Fe3+ mạnh hơn Fe2+ ; Tính khử: Fe mạnh hơn Fe2+
Do đó phản ứng tự phát xảy ra giữa 2 cặp là: 2 Fe3+ + Fe → 3 Fe2+
Như vậy Fe tan trong dung dịch Fe2(SO4)3 tạo thành muối FeSO4, làm nhạt màu vàng ( hoặc đỏ nâu) của ion Fe3+ và cuối cùng làm mất màu (hoặc tạo màu xanh nhạt) dung dịch.
 c) Eo Cu+/Cu = + 0,52 V > Eo Cu2+/Cu+ = + 0,16 
Tính oxi hoá: Cu+ mạnh hơn Cu2+ ; Tính khử: Cu+ mạnh hơn Cu
Do đó phản ứng tự phát xảy ra giữa 2 cặp là: Cu+ + Cu+ → Cu2+ + Cu
Phản ứng nghịch (Cu2+ phản ứng với Cu tạo thành ion Cu+) không xảy ra. Do đó khi bỏ bột đồng vào dung dịch CuSO4 không xảy ra phản ứng và quan sát không thấy hiện tượng gì.
 d) Eo Fe3+/Fe2+ = +0,77 V > Eo Fe2+/Fe = - 0,44 V > Eo Zn2+/Zn = - 0,76 V, nên: Tính oxi hóa: Fe3+ > Fe2+ > Zn2+ ; Tính khử: Zn > Fe > Fe2+
Do đó: 2 Fe3+ + Zn ® Zn2+ + 2 Fe2+
Sau đó, nếu Zn dư thì có phản ứng: Zn + Fe2+ ® Zn2+ + Fe
Hiện tượng: Màu vàng nâu nhạt dần, có kim loại màu trắng hơi xám bám vào miếng Zn ( màu xám)
 Thí dụ 4: Có những phản ứng hoá học nào xảy ra khi cho a mol Zn vào dung dịch chứa b mol AgNO3 và c mol Cu(NO3)2 ?.
Hướng dẫn: 
- So sánh tính oxi hoá : Ag+ mạnh hơn Cu2+.
- Zn là chất khử sẽ tác dụng với chất oxi hoá mạnh hơn trước:
Giải
 Nếu a £ b/2, chỉ xảy ra phản ứng: Zn + 2Ag+ ® Zn2+ + 2Ag (1) 
 Nếu b/2 < a < b/2 + c : xảy ra xong phản ứng (1) và xảy ra phản ứng (2), trong dung dịch còn ion Cu2+ : Zn + Cu2+ ® Zn2+ + Cu (2)
Nếu a ³ b/2 + c : xảy ra xong phản ứng (1) và (2) , dung dịch hết các ion Ag+ và Cu2+.
Dạng 2: Giải bài toán theo phương pháp tăng giảm khối lượng
Mục đích: Giúp học sinh có phương pháp biện luận để tìm nhanh các phản ứng hoá học nào đã xảy ra, từ đó tìm ra kết quả một cách nhanh chóng.
 Thí dụ 1: Cho 1,12 g bột sắt và 0,24g bột Mg vào một bình đựng sẵn 250ml dung dịch CuSO4 rồi khuấy kỹ cho đến khi phản ứng kết thúc. Sau phản ứng, khối lượng kim loại có trong bình là 1,88g. Tính nồng độ mol/l của dung dịch CuSO4 trước phản ứng.
Hướng dẫn: 
- Tính số mol Fe, Mg.
- So sánh tính khử của Fe và Mg, cho biết phản ứng nào xảy ra trước.
- Vận dụng phương pháp tăng giảm khối lượng để biết Mg đã phản ứng hết hay chưa. Từ đó suy ra số mol CuSO4 phản ứng, tính nồng độ mol/l của dd CuSO4.
Giải:
Số mol của Fe và Mg là: 
Các phương trình phản ứng có thể xảy ra:
 Mg + CuSO4 ® MgSO4 + Cu (1)
 Fe + CuSO4 ® FeSO4 + Cu (2)
Nếu Mg phản ứng hết thì khối lượng kim loại tăng so với khối lượng ban đầu là:
 (64 – 24) ´ 0,01 = 0,4(g) 
Mà theo đề bài, khối lượng kim loại tăng: 1,88- (1,12 + 0,24) = 0,52 (g).
Vậy phản ứng (1) đã xảy ra xong và xảy ra phản ứng (2).
Gọi số mol Fe phản ứng ở (2) là x , ta có khối lượng kim loại tăng ở (2) là:
 0,52-0,4 = ( 64-56). x Þ x = 0,015 (mol).
 Vậy số mol CuSO4 là: 0,01 + 0,015 = 0,025 (mol)
 Nồng độ mol/l của dd CuSO4 trước phản ứng là: CM = 
 Thí dụ 2: Nhúng 1 thanh Mg vào 200ml dung dịch Fe(NO3)3 1M, sau một thời gian, lấy thanh kim loại ra cân lại, thấy khối lượng thanh kim loại: 
Giảm 1,2g
Không thay đổi.
Tăng 0,8g. 
Tính khối lượng Mg đã tan vào dung dịch trong 3 trường hợp trên.
Hướng dẫn:
- Khi cho Mg vào dung dịch Fe(NO3)3 có những phản ứng nào có thể xảy ra?
- Khối lương thanh kim loại giảm, không thay đổi hay tăng tương ứng với trường hợp phản ứng nào xảy ra?
Giải:
Các phản ứng có thể xảy ra: Mg + 2Fe(NO3)3 ® Mg(NO3)2 + 2Fe(NO3)2 (1)
 Mg + Fe(NO3)2 ® Mg(NO3)2 + Fe (2) 
Số mol Fe(NO3)3 là: 0,2x 1 = 0,2 (mol)
a) Khối lượng thanh kim loại giảm: 
- TH 1: Chỉ xảy ra phản ứng (1), khối lượng thanh kim loại giảm chính bằng khối lượng Mg tan ra: mMg = 1,2 (g).
- TH 2: Fe(NO3)3 phản ứng hết theo pt (1), 
 số mol Mg tan ra ở pt (1) là:0,2:2 = 0,1(mol) ® mMg = 0,1.24 = 2,4 (g)
Vậy khối lượng kim loại tăng lên ở phản ứng (2) là: 2,4 – 1,2 = 1,2 (g)
Gọi số mol Mg phản ứng ở pt (2) là x (mol) thì x < 0,2 , ta có 
 (56-24). x = 1,2 ® x = 0,0375 (mol) < 0,2 ( mol) ( thoả mãn)
Khối lượng Mg đã tan ra là: ( 0,1 + 0,0375 ) . 24 = 3,3 (g).
b) Khối lượng thanh kim loại không thay đổi:
Đối với trường hợp này, ta thấy khối lượng Mg tan ra phải bằng khối lượng Fe bám vào, do đó phản ứng (1) đã xảy ra hoàn toàn. 
Gọi số mol Mg ở phản ứng (2) là y ( mol), ta có: (56 – 24). y = 2,4 
 ® y = 0,075 ( mol).
Khối lượng Mg đã tan vào dung dịch là: 2,4 + 0,075. 24 = 4,2 (g).
c) Khối lượng thanh kim loại tăng: Lập luận tương tự trường hợp b ta thấy phải xảy ra phản ứng (2) . Gọi z là số mol Mg phản ứng ở pt (2), ta có:
 ( 56-24) . z -2,4 = 0,8 ® z = 0,1 ( mol) .
Vậy khối lượng Mg đã tan vào dung dịch là: 0,2. 24 = 4,8 (g)
 Thí dụ 3: Hoà tan hết m gam Fe bằng 400 ml dung dịch HNO3 1M. Sau khi phản ứng xảy ra hoàn toàn thu được dung dịch chứa 26,44 g chất tan và khí NO ( sản phẩm khử duy nhất), Giá trị của m là: 
A. 7,84 g B. 6,12 g C. 5,60 g D. 12,24 g.
Hướng dẫn và giải: 
Số mol HNO3 là: 0,4. 1 = 0,4 (mol)
 Nếu Fe tan hết trong dd HNO3 theo pt:
 Fe + 4HNO3 ® Fe(NO3)3 + NO + 2H2O (1)
Theo (1) : thì khối lượng muối thu được là: 
 0,1 . 242 = 24,2 ( g ) < 26,44 (g) ( trái với giả thiết cho), vậy phải có thêm phản ứng để làm tăng khối lượng muối, hay nói cách khác phải hoà tan thêm một lượng sắt là : 26,44 –24,2 = 2,24 (g) theo pt phản ứng:
 Fe + 2Fe(NO3)3 ® 3Fe(NO3)2 (2)
Do đó giá trị của m là: 0,1 . 56 + 2,24 = 7,84 (g) . Đáp án là a.
 Thí dụ 4: Tiến hành 2 thí nghiệm sau:
-Thí nghiệm 1: Cho m gam bột Fe (dư) vào V1 lít dung dịch Cu(NO3)2 1M.
-Thí nghiệm 2: Cho m gam bột Fe (dư) vào V2 lít dung dịch AgNO3 0,1M.
 Sau khi các phản ứng xảy ra hoàn toàn, khối lượng chất rắn thu được ở 2 thí nghiệm đều bằng nhau. Giá trị của V1 so với V2 là:
a. V1 = V2 b. V1 = 10V2 c. V1 = 5V2 d. V1 = 2V2
Hướng dẫn: 
- Viết pthh xảy ra, chú ý ở thí nghiệm 2 khi Fe dư chỉ tạo muối Fe2+.
- Khối lượng chất rắn thu được ở 2 thí nghiệm bằng nhau, vậy độ tăng khối lượng bột sắt trong 2 thí nghiệm cũng bằng nhau, vậy ta lập 1 phương trình liên hệ giữa V1 và V2.
Giải:
- Phương trình : Fe + Cu2+ ® Cu + Fe2+
 Fe + 2Ag+ ® Fe2+ + 2Ag
- Ta có : nCu2+ = 1.V1 ( mol) ; nAg+ = 0,1V2 (mol).
- Khối lượng kim loại tăng ở 2 thí nghiệm bằng nhau, vậy ta có:
 (64 – 56).V1 = (2.108 - 56). 0,1V2 ® V1 = 2V2. Đáp án là d
Dạng 3: Biện luận các phản ứng xảy ra
Thí dụ 1: Cho 5,6g bột Fe vào 200 ml AgNO3 , sau khi thấy lượng Fe phản ứng hết thấy khối lượng dung dịch giảm 21,4gam. Nồng độ mol/l của dung dịch AgNO3 bằng
A. 1,15M	B. 1,25M	C. 1,35M	D. 1,0M
Hướng dẫn: 
Trước hết, cần hiểu khối lượng dung dịch giảm chính bằng khối lượng của chất rắn tăng lên mà chất rắn là kim loại.
- GV yêu cầu HS viết pthh: Fe + 2AgNO3 ® Fe(NO3)2 + 2Ag 
Giả sử Fe phản ứng hết theo phương trình trên thì ta có: 
mkl tăng = 0,2. 108 – 5,6 = 16 (g) < 21,4 (g) ( theo đề bài)
Vậy phải xảy ra tiếp phản ứng để lượng kim loại giảm tiếp khối lượng. 
HS phát hiện còn phản ứng: Fe(NO3)2 + AgNO3 ® Fe(NO3)3 + Ag
Khối lượng Ag thu được ở phản ứng (2) chính là lượng kim loại tăng lên tiếp và bằng 21,4 – 16 = 5,4 (g) . 
Vậy tổng số mol AgNO3 đã phản ứng là: 0,2 + 5,4: 108 = 0,25 (mol) .
Nồng độ mol/l của dung dịch AgNO3 là: 0,25 : 0,2 = 1,25(M)
Thí dụ 2: Cho 52 gam Zn và 5,4 gam Al vào 1,6 lít dung dịch CuSO4. Sau khi phản ứng xảy ra hoàn toàn thì thu được 70,7 gam kim loại. Tính nồng độ mol/l của dung dịch CuSO4.
Hướng dẫn: 
Số mol các chất: nZn = 52/65 = 0,8 (mol) ; nAl = 5,4/27 = 0,2 (mol)
Vì Al có tính khử mạnh hơn Zn nên xảy ra phản ứng: 
 2Al + 3CuSO4 ® Al2(SO4)3 + 3Cu (1) 
Giả sử Al phản ứng hết thì khối lượng kim loại tăng là: 0,3.64 – 5,4 = 13,8 ( g)
Theo đề bài, khối lượng kim loại tăng: 70,7 – 52 – 5,4 = 13,3 (g)
GV để HS chủ động phát hiện ra các trường hợp có thể xảy ra:
Trường hợp 1: Al chưa phản ứng hết, Zn chưa phản ứng.
Gọi số mol Al phản ứng là x ( x >0) , ta có: à x 0,193 (mol)
Vậy nồng độ của dung dịch CuSO4 là: 
Trường hợp 2: Al đã phản ứng hết, Zn đã phản ứng 1 phần ( do phản ứng thứ 2 làm khối lượng kim loại giảm)
 Zn + CuSO4 ® ZnSO4 + Cu 
Gọi số mol Zn phản ứng là y ( y > 0). Khối lượng kim loại giảm đi ở phản ứng (2) là:
 65y – 64y = 13,8 – 13,3 ® y = 0,5 
Vậy nồng độ của dung dịch CuSO4 là: 
Thí dụ 3: Cho 1,62 gam nhôm vào 100 ml dd chứa CuSO4 0,6 mol/l và Fe2(SO4)3 x mol/l. Kết thúc phản ứng thu được 4,96 gam chất rắn gồm 2 kim loại. Giá trị của x là:	A. 0,2	B. 0,25	C. 0,15	D. 0,1
Hướng dẫn: 
GV yêu cầu HS phân tích đề bài, chú ý đề cho sau khi phản ứng kết thúc thu được chất rắn gồm 2 kim loại. Đó là kim loại nào?
GV yêu cầu HS viết các cặp oxi hóa khử liên quan, từ đó viết được các phản ứng có thể xảy ra. Kết luận về 2 kim loại: Cu và Fe ( Al phản ứng hết) 
Giải: 
Số mol các chất: nAl = 1,62 : 27 = 0,06 (mol); nCu2+ = 0,06 (mol) ; nFe3+ = 0,2x (mol)
Các phản ứng xảy ra: Al + 3Fe3+ ® Al3+ + 3Fe2+
 Mol 0,2x
 2Al + 3Cu2+ ® 2Al3+ + 3Cu 
 Mol 0,04 0,06 0,06
 2Al + 3Fe2+ ® 2Al3+ + 3Fe
 Mol ( 0,06 -0,04- ) (0,06 -0,04- ) 
Khối lượng của 2 kim loại là: 
 0,06. 64 + (0,06 -0,04- ).56 = 4,96.
Giải phương trình, ta có: x = 0,1 
Dạng 3: Bài toán áp dụng định luật bảo toàn electron
Mục đích: Giúp học sinh tìm được các chất nào đã tham gia phản ứng hết, từ đó biện luận theo phương pháp bảo toàn electron, tìm nhanh kết quả bài toán.
 Thí dụ 1: Cho hỗn hợp gồm 7,2 g Mg và 19,5 g Zn vào 2