điện hóa học

ĐIỆN HÓA HỌC
1. Phản ứng oxy hóa khử
2. Cân bằng phản ứng oxy hóa –Khử
3. Thế điện cực
4. Nguyên tố Gavani
5. Sự điện phân
6. Định luật Faraday1
1.Phản ứng oxy hóa – khử và cặp oxi hóa khử
1.Phản ứng oxy hóa – khử và cặp oxi hóa khử
liên hợp
liên hợp
1.1 Phản ứng oxy hóa – khử
PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ELECTRON
Nhường e =
sự oxy hóa
Nhận e =
Sự khử
Số
oxy
hóa
Sự
khử
(số
oxy
hóa
giảm)
Sự oxy
hóa (số
oxy
hóa
tăng)

Phản ứng oxy hóa – khử
Phản ứng oxy hóa – khử
Phản ứng oxy hóa – khử
PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ELECTRON
Một số thuật ngữ thông dụng:
•
Sự oxy hóa – nhường
electron tăng số oxy hóa
•
Sự khử – nhận electron
giảm số oxy hóa
•
Chất oxy hóa – nhận electron
•
Chất khử – nhường electron

Phản ứng oxy hóa – khử
Phản ứng oxy hóa – khử
Phản ứng oxy hóa – khử
1.2 Cân bằng phản ứng
Cu (s) + Ag+
(aq)
→ Cu2+
(aq)
+ Ag (s)
Bước 3: Cu → Cu
2+
+ 2e
2 Ag
+

+ 2 e → 2 Ag
Bước 4:Cu (s) + 2 Ag
+
(aq) → Cu
2+
(aq) + 2Ag (s)
Bước 1: Xác định bán phản ứng oxi hóa và khử:
OX: Cu → Cu
2+
+ 2e
RED: Ag
+
+ e→ Ag
B cướ 2:Cân bằng các bán phương trình
1.3 Điện cực
1.3 Điện cực
Điện cực: là một hệ gồm một thanh dẫn điện ( kim loại
hoặc phi kim như than chì…) tiếp xúc với dung dịch
chứa một cặp oxi hóa khử liên hợp.
Ví dụ: Khi nhúng
một thanh dẫn điện
vào dd chất điện ly
ta được một điện
cực
Các loại điện cực phổ biến
Các loại điện cực phổ biến
- Điện cực kim lọai – ion kim loại (điện cực tan)
- Điện cực khí – ion
- Điện cực kim loại – anion muối không tan
- Điện cực trơ

3.1 Điện cực kim lọai – ion kim lọai (điện cực tan)
3.1 Điện cực kim lọai – ion kim lọai (điện cực tan)
Gồm một kim lọai
tiếp xúc với ion của
nó trong dung dịch
Điện cực thường được ký
hiệu tắt M ( r) | M
n+
(dd)
Ví dụ: Điện cực đồng
Cu (r) | Cu
2+
Quá trình xảy ra Cu -2e ⇋ Cu
2+
3.2 Điện cực khí – ion
3.2 Điện cực khí – ion
Chất khí tiếp xúc với cation của nó
H
+
(dd) | H
2
(k) | Pt (r)
Quá trình xảy ra
2H
+
(dd)

+ 2e H⇋

2
(k)
Nếu áp suất khí H
2
bằng 1
atm, a
H+
=1M, nhiệt độ 25
0
C ta
có điện cực tiêu chuẩn hydro
(E=0)
3.3 Điện cực kim lọai – anion muối không tan của kloại
3.3 Điện cực kim lọai – anion muối không tan của kloại
Kim loại tiếp xúc
với muối không tan
của nó đồng thời
tiếp xúc với dung
dịch chứa muối tan
cùng anion.
AgI (r ) + 1e ⇋ Ag (r) + I
-
(dd)


I
-
(dd) | AgI(r ) |Ag (r )
3.4. Điện cực trơ
3.4. Điện cực trơ

Gồm một thanh kim loại trơ (như Pt) tiếp xúc với hai dd chất có trạng
thái oxy hóa –khử khác nhau ( ví dụ dd chứa hỗn hợp 2 muối Fe
2+
, Fe
3+
)
Fe
3+
,Fe
2+
(dd)|Pt(r )
Fe
2+
- 1e ⇋ Fe
3+
4. Pin điện (Nguyên tố Ganvani)
4. Pin điện (Nguyên tố Ganvani)
Là một hệ gồm 2 điện cực ghép nối với nhau thành một mạch kín
(-) Zn(s) | Zn
2+
(aq) || Cu
2+
(aq) | Cu(s) (+) E
cell
= 1.103 V
Cách biểu diễn nguyên tố Ganvani
•
Anot là đi n c c đó xãy ra quá trình oxi hóaệ ự ở
Zn (r ) - 2e → Zn2+
•

Catot là đi n c c đó xãy ra quá trình khệ ự ở ử
Cu2+ + 2e → Cu
Cách bi u di n nguyên t Ganvaniể ễ ố
Dùng ký hi u ệ |đ ch s phân cách gi a hai pha; các ch t trong cùng m t pha dùng d u ph y (, );dùng | | đ ể ỉ ự ữ ấ ộ ấ ẩ ể
ch c u mu i; anot đ c vi t bên trái, catot đ c vi t bên ph iỉ ầ ố ượ ế ượ ế ả
(-) Zn(r) | Zn2+ (dd) || Cu2+(dd) | Cu(r) (+)
5. Thế điện cực
5. Thế điện cực
5.1 Thế điện cực tiêu chuẩn
Thế điện cực tiêu chuẩn của một cặp oxy hoá -khử là sức
điện động của một pin tạo bởi điện cực chuẩn của cặp oxy
hoá - khử đó với điện cực hidro chuẩn
Thế điện cực tiêu chuẩn
•
Th đi n c c hydro tiêu chu n đ c bi u thế ệ ự ẩ ượ ể ị
Pt(r)| H
2
(k, 1atm)| H+ (1M) khi là anot
H+ (1M) | H
2
(k, 1atm)| Pt(r) khi là catot
E0
2H+/H2
= 0
•
Hi n nay ng i ta th ng dùng đi n c c calomen làm đi n c c so sánh thay cho đi n c c ệ ườ ườ ệ ự ệ ự ệ ự
hydro. i n c c này ch t o t kim lo i th y ngân tr n calomen HgĐ ệ ự ế ạ ừ ạ ủ ộ
2
Cl
2

trong dung d ch KClị
½ Hg
2
Cl
2
(r ) + 1e ⇋ Hg ( l) + Cl- (dd)
So v i đi n c c tiêu chu n hydro th đi n c c chu n c a đi n c c calomen b ng + 0, 2680Vớ ệ ự ẩ ế ệ ự ẩ ủ ệ ự ằ


Bảng thế điện cực tiêu chuẩn ở 25
Bảng thế điện cực tiêu chuẩn ở 25
0
0
C
C


Bảng thế điện cực tiêu chuẩn ở 25
Bảng thế điện cực tiêu chuẩn ở 25
0
0
C
C
O
x
i

h
ó
a

y
ế
u
O
x
i

h
ó
a

m
ạ
n
h
Bán phản ứng khử
K
h
ử

h
ó
a

y
ế
u
K
h

ử

h
ó
a

m
ạ
n
h
5.2 Ý nghĩa của thế điện cực khử tiêu chuẩn
1) So sánh m nh các ch t oxy hoá và m nh các ch t kh .độ ạ ấ độ ạ ấ ử
Th i n c c kh càng l n thì tính oxi hóa c a d ng oxi hóa càng m nh, tính kh c a d ng liên h p ế đ ệ ự ử ớ ủ ạ ạ ử ủ ạ ợ
càng y uế
Ví d : ụ
Fe3+ + e → Fe2+ E0 = + 0,71V
Cu2+ + 2e → Cu0 E0 = + 0,337V
Tính oxi hóa c a Feủ 3+ m nh h n Cuạ ơ 2+, tính kh c a c a đ ng kim lo i l n h n tính kh c a ử ủ ủ ồ ạ ớ ơ ử ủ
Fe2+

•
Ví d : Tính sđđ sinh ra b i pin có ph n ng : ụ ở ả ứ
Ag++ Cr2+→ Ag(r ) + Cr3+
gi thi t ho t đ các ion 1Mả ế ạ ộ
Gi i : anot: Crả 2+ - 1e → Cr3+ E0 = + 0,41V
catot Ag+ + 1e → Ag E0 = + 0,80V
Ag++ Cr2+→ Ag(r ) + Cr3+ E0 = +1,21V
Hay: E
0
= + 0,80 – (- 0,41) = + 1,21

E = Thế khử của điện cực dương - thế khử của điện cực âm
= E
(+)
– E
(-)
= E
chất oh
– E
chất

khử

2) Tính được sức điện động của một pin
3. Dự đoán khả năng diễn biến của một phản ứng
oxy – hoá khử
Ví dụ: Phản ứng sau có xãy ra không nếu tất cả các chất ở đk
chuẩn: Fe
3+
+ Cu → Fe
2+
+ Cu
2+
Giải Fe
3+
+ 1e → Fe
2+
E
0
= + 0,771 V
Cu - 2e → Cu

2+
E
0
= - 0,337 V
2Fe
3+
+ Cu →2 Fe
2+
+ Cu
2+
E
0
= +0,434 V
Vì phản ứng có E
0
dương nên phản ứng tự xãy ra
Dạng oxi hóa của cặp có thế điện cực khử lớn
hơn có khả năng nhận electron của dạng khử của cặp
có thế khử nhỏ hơn
6. Phương trình Nernst
Trong đó:
E
0
: Thế điện cực tiêu chuẩn
n: Số e trao đổi
Q: Biểu thức định luật tác dụng khối lượng
Sự phụ thuộc của thế điện cực cũng như sức điện động của một pin
được thể hiện bằng phương trình Nernst
E = E
0

-
0,0592
n
lg Q
Có ph n ng a A + b B = eE + gGả ứ
•
N u xãy ra trong dd loãng , ta có h th cế ệ ứ
∀
∆G = ∆G0 +RTln = ∆G0 +RTln Q
M t khác ta có ặ ∆G = -nFE
Do đó ta có th suy ra : nFE = nFEể 0 - RT lnQ
nhi t th ng E = EỞ ệ độ ườ 0 – (0,0592 /n) lg Q
Trong đó
2,303.R.T/F = (2,303 x 8,314 x 298)/96500= 0,0592 và n là s e tham gia ph n ngố ả ứ
C
e
E
C
g
G
C
A
a
C
B
b
Ví dụ:
Pt|Fe
2+
(0.10 M),Fe

3+
(0.20 M)||Ag
+
(1.0 M)|Ag(s)
Áp dụng phương trình Nernst để tính E
cell
.
Ví dụ:
E
cell
= E
cell
° - lg Q
n
0.0592
Pt|Fe
2+
(0.10 M),Fe
3+
(0.20 M)||Ag
+
(1.0 M)|Ag(s)
E
cell
= E
cell
° - lg
n
0.0592
[Fe

3+
]
[Fe
2+
] [Ag
+
]
Fe
2+
(aq) + Ag
+
(aq) → Fe
3+
(aq) + Ag

(s)
E
cell
= 0.029 V – 0.018 V = 0.011 V
Thay vào: E
0
= 0,800-0,771= 0,029V

Nếu phản ứng có kết tủa tạo ra hay có môi trường phản ứng thì phải tính lại E0’ của các cặp oxi
hóa khử.
Ví dụ1: Xét chiều phản ứng:
2Cu2+ + 4I- ⇔ 2CuI ↓ + I
2

Biết:

120
/2
10;54,0
2
−
=+=
−
CuI
II
TVE
VE
CuCu
17,0
0
/
2
+=
++
Và nồng độ các dạng 1M
HD: Quá trình oxi hóa :
I
2

+ 2e → 2I
-
Quá trình khử:
Cu
2+
+ I
-

+ 1e → CuI
2
2
0
2/2/
][
][
lg
2
059,0
22
−
+=
−−
I
I
EE
IIII
]][lg[059,0
2'0
/,/,
22
−+
+=
−+−+
ICuEE
CuIICuCuIICu