Chương 8 Các quá trình điện hóa Hóa đại cương

HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 8: Các q trình điện hóa

CHƢƠNG 8: CÁC Q TRÌNH ĐIỆN HĨA

CHUẨN ĐẦU RA
G1.6 Trình bày được nguyên tắc chuyển hóa năng thành điện năng. Vẽ được cấu tạo của ngun tố
Galvanic.
G2.3 Tính tốn được suất điện động của pin. Xác định được chiều và trạng thái cân bằng của phản ứng
trong pin.
G2.4. Có khả năng chủ động tự tìm kiếm tài liệu, tự nghiên cứu và trình bày các nội dung liên quan đến
một mơn học
G3. Có khả năng giao tiếp bằng văn viết.
G4. Vận dụng được lý thuyết đã học để giải thích những vấn đề thực tế liên quan.
NỘI DUNG
1. Phản ứng oxy hóa – khử
2. Nguyên tắc biến hóa năng thành điện năng
3. Thế điện cực – Suất điện động của pin
4. Chiều, trạng thái và hằng số cân bằng của phản ứng oxy hóa khử

Đọc sách HĨA HỌC ĐẠI CƢƠNG (Nguyễn Đức Chung)
Chƣơng 10: ĐIỆN HÓA HỌC từ trang 319-334.

1


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 8: Các q trình điện hóa

Câu hỏi thực tế:
1. Giải thích hiện tượng: “ Một nồi nhơm mới mua về sáng lấp lánh bạc, chỉ cần dùng nấu nước
sơi, bên trong nồi nhơm, chỗ có nước biến thành màu xám đen ?”
2. Vì sao ở các cơ sở đóng tàu thường gắn một miếng kim loại Kẽm Zn ở phía sau đi tàu ?

2


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 8: Các q trình điện hóa

1.Phản ứng oxy hóa - khử
Phản ứng oxy hóa - khử là phản ứng trong đó có sự chuyển electron từ nguyên tử hay ion
này sang nguyên tử hay ion khác, dẫn đến có sự thay đổi số oxy hóa của một hoặc vài nguyên tố.
Chất oxy hóa là chất có chứa nguyên tố nhận electron.
Chất khử là chất có chứa nguyên tố cho electron.
Quá trình cho electron của chất khử được gọi là sự oxy hóa.
Q trình nhận electron của chất oxy hóa được gọi là sự khử.
Ví dụ :
Zn (r) + Cu2+ (dd)  Zn2+ (dd) + Cu (r)
Zn  Zn2+ + 2e (sự oxy hóa)
Chất khử (bị oxy hóa)
Cu2+ + 2e  Cu
(sự khử)
Chất oxy hóa (bị khử)
Cặp Zn2+ và Zn được gọi là một cặp oxy hóa – khử liên hợp (thường được viết Zn2+/Zn).
Dạng oxy hóa (Zn2+) nhận electron  dạng khử liên hợp (Zn).
Tổng quát:
Dạng oxy hóa

Nhận electron

Dạng khử liên hợp

Cho electron
Phản ứng oxy hóa khử có thể chia làm hai loại:
 Các phản ứng khơng có mơi trường tham gia: chỉ gồm hai chất tham gia phản ứng là chất
oxy hóa và chất khử.
Ví dụ :
Zn (r) + Cu2+ (dd)  Zn2+ (dd) + Cu (r)
 Các phản ứng có mơi trường tham gia: ngồi chất oxy hóa và chất khử cịn có chất thứ ba
tham gia để tạo môi trường cho phản ứng (acid, base hoặc trung tính), thực tế chất thứ ba
có thể là acid, base hoặc nước.
Ví dụ :
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4  2MnSO4 + 5KNO3 + 3H2O
MnO4- + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O
Chất oxy hóa
NO2- + H2O  NO3- + 2H+ + 2e
Chất khử
2. Nguyên tắc biến hóa năng thành điện năng
Trong phản ứng oxy hóa – khử thông thường, electron chuyển trực tiếp từ chất khử sang
chất oxy hóa và năng lượng phản ứng thốt ra dưới dạng nhiệt.
Ví dụ : Khi nhúng thanh Zn vào dung dịch CuSO4, ion Cu2+ đến trực tiếp thanh Zn nhận electron
và năng lượng của phản ứng thoát ra dưới dạng nhiệt.
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
H0298 = -230,12 kJ

3

HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 8: Các q trình điện hóa

Nếu thực hiện sự oxy hóa Zn ở một nơi, và sự khử Cu2+ ở một nơi khác và cho electron
chuyển từ Zn sang Cu2+ thông qua một dây dẫn, nghĩa là cho electron chuyển động theo một
dịng nhất định thì lúc đó năng lượng của phản ứng hóa học sẽ biến thành điện năng.
Ví dụ : pin Daniel – Iacobi gồm một cực là một thanh kẽm nhúng vào dung dịch ZnSO4 và một
cực là một thanh đồng nhúng vào dung dịch CuSO4. Hai dung dịch nối với nhau bằng một cầu
muối chứa dung dịch KCl bão hịa (có tác dụng cân bằng điện tích làm 2 dung dịch ln trung hòa
điện). Khi nối hai điện cực với nhau bằng một dây dẫn sẽ có dịng electron đi từ cực kẽm sang
cực đồng, có nghĩa là dịng điện chạy từ cực đồng sang cực kẽm (theo quy ước trong điện học :
chiều dòng điện là chiều chuyển dời của các điện tích dương). Do dó, cực đồng được gọi là catot
và cực kẽm được gọi là anot. Pin sẽ dừng làm việc khi hết chất khử hoặc hết chất oxy hóa.
ANOT (-)
(q trình oxy hóa)

CATOT (+)
(q trình khử)

4


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 8: Các q trình điện hóa

Sự xuất hiện dòng điện đi từ cực đồng sang cực kẽm chứng tỏ là có sự chênh lệch điện thế
giữa 2 điện cực, mỗi điện cực xuất hiện một thế điện cực nhất định (ký hiệu ).

Hiệu điện thế lớn nhất giữa hai điện cực được gọi là suất điện động (ký hiệu E) của pin
điện hóa.
Nguyên tắc biến hóa năng thành điện năng - hoạt động của pin: thực hiện sự oxy hóa ở một
nơi và sự khử ở một nơi và cho electron chuyển từ chất khử sang chất oxy hóa qua một dây dẫn
 biến hóa năng thành điện năng.
3. Thế điện cực – Suất điện động của pin
a.Hệ điện hóa
Một hệ gồm hai điện cực được nhúng vào dung dịch điện ly được gọi là hệ điện hóa. Nếu
hệ sinh ra dịng điện thì được gọi là pin hay nguyên tố Galvanic. Nếu hệ được nối với một nguồn
điện bên ngoài và cho phép thực hiện một phản ứng hóa học thì được gọi là hệ điện phân (ngồi
đề cương mơn học này).
b.Điện cực
Điện cực là một hệ gồm một thanh dẫn điện (bằng kim loại hoặc phi kim như than chì,…)
tiếp xúc với dung dịch chứa một cặp oxy hóa – khử liên hợp.
i.Các loại điện cực
 Điện cực kim loại – ion kim loại : gồm một kim loại tiếp xúc với ion của nó trong dung dịch.
Ví dụ : thanh kẽm tiếp xúc với dung dịch ZnSO4.
Zn (r)  Zn2+ (dd) + 2e
Ký hiệu : Zn (r)  Zn2+ (dd)
 Điện cực khí – ion : gồm chất khí tiếp xúc với cation của nó, sự tiếp xúc điện thường được
thực hiện qua kim loại trơ (Pt).
Ví dụ : điện cực hydro : khí H2 tiếp xúc với cation H3O+
2H3O+ (dd) + 2e  H2 (k) + 2H2O (l)
Ký hiệu : H3O+ (dd)  H2 (k)  Pt (r)
 Điện cực kim loại – muối khơng tan của kim loại
Ví dụ : điện cực bạc-bạc clorur: kim loại Ag tiếp xúc với muối không tan của nó AgCl, đồng thời
tiếp xúc với dung dịch chứa muối tan cùng anion (Cl-)
AgCl (r) + e  Ag (r) + Cl- (dd)
Ký hiệu : Cl- (dd)  AgCl (r)  Ag (r)
 Điện cực oxy hóa – khử (hay còn gọi là điện cực trơ): gồm thanh kim loại trơ (như Pt) tiếp

xúc dung dịch chất ở hai trạng thái oxy hóa – khử khác nhau.
Ví dụ : dung dịch chứa hỗn hợp hai muối FeCl3 và FeCl2.
Fe3+ (dd) + e  Fe2+ (dd)
Ký hiệu : Fe3+, Fe2+ (dd)  Pt (r)
ii.Thế điện cực
Vì khơng xác định được giá trị tuyệt đối của thế điện
cực nên người ta chọn một điện cực làm chuẩn so sánh và
gán cho nó một giá trị điện thế nhất định. Quy ước quốc tế
chấp nhận điện cực hydro tiêu chuẩn.
Thế điện cực tiêu chuẩn được xác lập với hoạt độ của
tác chất và sản phẩm bằng 1M, áp suất bằng 1atm, nhiệt độ
là 25oC.
5


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 8: Các q trình điện hóa

Điện cực hydro tiêu chuẩn được biểu thị :
(-) Pt (r)  H2 (k, 1atm)  H3O+ (1M)
(khi là anot)
+
H3O (1M)  H2 (k, 1atm)  Pt (r) (+)
(khi là catot)
Thế điện cực hydro tiêu chuẩn được gán bằng 0 (2H+/H2=0)
Thế điện cực tiêu chuẩn của một cặp oxy hóa – khử liên hợp chính là suất điện động của
một pin ráp bởi điện cực chuẩn của cặp oxy hóa – khử liên hợp đó với điện cực hydro tiêu
chuẩn.
Ví dụ : Để xác định thế điện cực tiêu chuẩn của điện cực kẽm ta ghép điện cực kẽm (Zn 2+/Zn)

tiêu chuẩn với điện cực hydro tiêu chuẩn thành một pin. Thực nghiệm cho biết pin có suất điện
động là 0,763V, và điện cực kẽm là anot, điện cực hydro là catot.
Ta có sơ đồ pin :
(-) Zn (r)  Zn2+ (1M)

॥ HO
3

+

(1M)  H2 (k, 1atm)  Pt (r) (+)

Anot : Zn (r)  Zn2+(dd) + 2e
a = ?
+

Catot : 2H3O (dd) + 2e  H2 (k) + 2H2O (l)
 c=0
+
2+
Pin : Zn (r) + 2H3O (dd)  Zn (dd) + H2 (k) + 2H2O (l)
E0 = 0,763V (đo)
E0 =ac = 0,763V  a = E0 = 0,763V
Vì điện cực kẽm là anot (nơi xảy ra q trình oxy hóa) nên thế điện cực oxy hóa tiêu chuẩn
của điện cực kẽm bằng +0,763V.
Ví dụ : Để xác định thế điện cực tiêu chuẩn của điện cực đồng ta ghép điện cực đồng (Cu2+/Cu)
tiêu chuẩn với điện cực hydro tiêu chuẩn thành một pin. Thực nghiệm cho biết pin có suất điện
động là 0,337V, và điện cực đồng là catot, điện cực hydro là anot.
Ta có sơ đồ pin :
(-) Pt (r) , H2 (k, 1atm)  H3O+ (1M)

॥ Cu

2+

(1M)  Cu (r) (+)

Anot : H2 (k)  2H+ (dd) + 2e
a = 0
Catot : Cu2+(dd) + 2e  Cu (r)
c = ?
Pin : H2 (k) + Cu2+(dd)  2H+ (dd) + Cu (r) E0 = 0,337V (đo)
E0 =ac = 0,337V  c = E0 = 0,337V
Vì điện cực đồng là catot (nơi xảy ra quá trình khử) nên thế điện cực khử tiêu chuẩn của
điện cực đồng bằng +0,337V.

6


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 8: Các q trình điện hóa

Thế điện cực tiêu chuẩn của các cặp oxy hóa - khử liên hợp được xác định bằng thực
nghiệm và đưa vào Sổ tay các đại lượng hóa lý. Theo quy ước chỉ nêu giá trị thế khử tiêu chuẩn
của các cặp oxy hóa – khử liên hợp (0Mn+/M).
Những trường hợp như điện cực kẽm có thế oxy hóa tiêu chuẩn là +0,763V thì thế khử tiêu
chuẩn có cùng giá trị nhưng ngược dấu.
Zn (r)  Zn2+(dd) + 2e
thế oxy hóa tiêu chuẩn là +0,763V

Zn2+(dd) + 2e  Zn (r)

thế khử tiêu chuẩn là Zn2+/Zn = -0,763V

 Ý nghĩa của đại lượng thế điện cực khử tiêu chuẩn:
Thế điện cực khử tiêu chuẩn (0Mn+/M) càng lớn thì tính oxy hóa của dạng oxy hóa càng
mạnh, tính khử của dạng khử liên hợp càng yếu.
Cu2+(dd) + 2e  Cu (r)
Cu2+/Cu = +0,337V
Zn2+(dd) + 2e  Zn (r)
Zn2+/Zn = -0,763V
Tính oxy hóa của Cu2+ mạnh hơn Zn2+, tính khử của Cu yếu hơn tính khử của Zn.
Dự đoán chiều xảy ra tự phát của phản ứng oxy hóa - khử trong dung dịch ở điền kiện
chuẩn: “dạng oxy hóa của cặp có thế điện cực khử lớn hơn có khả năng chiếm electron của dạng
khử của cặp có thế khử nhỏ hơn”.
Quy tắc  : viết cặp oxy hóa – khử có thế điện cực khử tiêu chuẩn nhỏ bên trái, lớn hơn
bên phải rồi viết phương trình phản ứng oxy hóa-khử theo quy tắc alpha.
Ví dụ :
Zn2+/Zn = -0,763V
Cu2+/Cu = +0,337V
Zn2+
Zn

Cu2+
Cu

Tính oxy hóa của Cu2+ mạnh hơn Zn2+, nên Cu2+ có khả năng chiếm electron của Zn, hay
nói cách khác Cu2+ có khả năng oxy hóa Zn. Do đó phản ứng oxy hóa xảy ra theo chiều :
Cu2+ (dd) + Zn (r)  Zn2+ (dd) + Cu (r)
c.Suất điện động của pin:

Suất điện động của pin điện hóa là hiệu điện thế lớn nhất giữa hai điện cực, có giá trị bằng
thế điện cực khử của điện cực dương trừ đi thế điện cực khử của điện cực âm,
E = +-đơn vị Volt (V).
Suất điện động của pin điện hóa khi nồng độ các ion kim loại bằng 1M ở 25 oC gọi là suất
điện động chuẩn (ký hiệu E0).
E0= +-
Ví dụ : đối với pin điện hóa Daniel – Iacobi Zn-Cu có suất điện động chuẩn
E0= CuCu ZnZn
7


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 8: Các q trình điện hóa

 Ký hiệu pin :
Quy ước :
(-) Vật liệu điện cực 1dd điện cực 1 nhúng vào

Dấu 2 vạch thẳng đứng

॥ dd điện cực 2 nhúng vàoVật liệu điện cực 2 (+)

॥ chỉ cầu muối giữa hai dung dịch.

Dấu 1 vạch thẳng đứngchỉ sự ngăn cách giữa hai pha.
Ví dụ : viết kí hiệu pin Daniel – Iacobi :
(-) Zn ZnSO4

॥ CuSO Cu (+)

4

Ví dụ : viết kí hiệu pin gồm điện cực hydro, platin và điện cực đồng, giữa hai dung dịch điện cực
khơng có sự khuếch tán
(-) Pt  H2  H3O+

॥

Cu2+  Cu (+)

Ví dụ : viết kí hiệu pin gồm dung dịch Fe3+ , Fe2+ và dung dịch MnO4- , Mn2+, điện cực platin.
(-) Pt  Fe2+ , Fe3+

॥ MnO

4

-

, Mn2+ Pt (+)

4. Chiều, trạng thái và hằng số cân bằng của phản ứng oxy hóa khử
Đối với phản ứng oxy hóa-khử ta có mối liên hệ giữa sự biến thiên năng lượng tự do và
suất điện động của phản ứng như sau :
G = -nFE
G: biến thiên năng lượng tự do (J)
n : số electron trao đổi trong phản ứng.
F: hằng số Faraday (F = 96.500 Coulomb/mol).
E: sức điện động (Volt)
1 Volt = 1 J/Coulomb

Phản ứng oxy hóa-khử chỉ có thể xảy ra khi G<0, có nghĩa là E>0.
Tại điều kiện tiêu chuẩn G0 = -nFE0
E0 là suất điện động tiêu chuẩn.
Xét một phản ứng thuận nghịch :
aA + bB  cC + dD
[C ]c [ D]d
Q
[ A]a [ B]b
G  G0  RT ln Q
-nFE = - nFE0 + RTlnQ
RT
hay
E  E0 
ln Q
nF

E  E0 

RT [C ]c [ D]d
ln
nF [ A]a [ B]b

phương trình Nernst

8


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 8: Các q trình điện hóa

Ở 298,15 K, chuyển ln thành lg, R=8,314 J.mol-1.K-1:
0, 0592 [C ]c [ D]d
0
0, 0592
0
E

E

lg
EE 
lg Q
n
[ A]a [ B]b
n
Khi đạt đến trạng thái cân bằng, G=0, E=0 và Q=K
Ta có hằng số cân bằng của phản ứng oxy hóa-khử :

lg K 

nE 0
0, 0592

n: số electron trao đổi

Ví dụ:
Viết biểu thức Nernst cho các phản ứng oxy hóa - khử hoặc các quá trình sau:
a) 2MnO4- (dd) + 5NO2- (dd) + 6H+ (dd)  2Mn2+ (dd) + 5NO3- (dd) + 3H2O (l)
b) MnO4- (dd) + 8H+ (dd) + 5e  Mn2+ (dd) + 4H2O (l)

c) 2Al (r) + 6H3O+ (dd)  2Al3+ (dd) + 3H2 (k) + 6H2O (l)
Giải
a) E  E 0 

[ Mn2 ]2 [ NO3 ]5
0, 0592
lg
10
[ MnO4 ]2 [ NO2 ]5[ H  ]6

b) MnO / Mn2  
4

0
MnO4 / Mn2

0, 0592
[ Mn2 ]
0, 0592 [ MnO4 ][ H  ]8
0

lg
   2 
lg
MnO4 / Mn
5
[ MnO4 ][ H  ]8
5
[ Mn2 ]

3 2 3
0, 0592 [ Al ] PH 2
lg
c) E  E 
6
[ H 3O  ]6
0

Ví dụ :
Cho phản ứng ở 25oC, trong dung dịch nước :
2Cr2+ + Fe2+ ↔ Fe (r) + 2Cr3+
Cho biết o298(Cr3+/Cr2+) = -0,41V, o298(Fe2+/Fe) = -0,44V. Ở điều kiện chuẩn phản ứng
xảy ra theo chiều nào ? Biểu diễn pin tương ứng (ký hiệu pin) với phản ứng đó và viết phản ứng
tại các điện cực. Tính suất điện động tiêu chuẩn và hằng số cân bằng KC, G0 của phản ứng ở
25oC.
Giải :
1. So sánh thế điện cực tiêu chuẩn : o298(Fe2+/Fe) = -0,44V < o298(Cr3+/Cr2+) = -0,41V
Cr3+ có tính oxy hóa mạnh hơn sẽ oxy hóa Fe, vậy ở điều kiện chuẩn phản ứng xảy ra
theo chiều nghịch.
Fe (r) + 2Cr3+ ↔ Fe2+ + 2Cr2+
2. Biểu diễn pin:
Cr3+ có tính oxy hóa mạnh vậy sẽ nhận electron, thực hiện quá trình khử xảy ra ở catot
(cực dương).
Fe có tính khử mạnh vậy sẽ cho electron, thực hiện q trình oxy hóa xảy ra ở anot (cực
âm).
Vì Cr3+ + e  Cr2+ xảy ra trong dung dịch nên cần điện cực tiếp xúc trơ Pt.
Ký hiệu pin có thể được biểu diễn:
(-) Fe(r)  Fe2+(dd)

॥ Cr3+ , Cr2+(dd)  Pt (+)

9


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 8: Các q trình điện hóa

Fe  Fe2+ + 2e
2Cr3+ + 2e  2Cr2+
3. Suất điện động tiêu chuẩn E0 = o298(Cr3+/Cr2+) - o298(Fe2+/Fe) = -0,41 –(-0,44) = 0,03V.
4. Hằng số cân bằng KC
nE 0
2 x0, 03
lg K 

 1, 0135
0, 0592 0, 0592
KC=10,3
5. Biến thiên năng lƣợng tự do G0:
G0 = -nFE0 = -2x96.500x0,03 = -5790 J

Nhận xét: thế điện cực khử tiêu chuẩn nào lớn hơn sẽ là điện cực dƣơng, thế điện cực
khử tiêu chuẩn nhỏ hơn sẽ là điện cực âm (để đạt đƣợc E0>0, phản ứng tự diễn tiến ở điều kiện
tiêu chuẩn).
Ví dụ: Cho pin
(-) Fe(r)  Fe2+(dd)

॥ Cr3+ , Cr2+(dd)  Pt (+)

Hãy ghi rõ phản ứng trên từng điện cực và trong pin. Tính suất điện động tiêu chuẩn và

hằng số cân bằng KC của phản ứng ở 25oC. Biết o298(Cr3+/Cr2+)=-0,41V, o298(Fe2+/Fe)=-0,44V.
Giải :
1. Phản ứng trên các điện cực:
Anot:
Catot:
2+
Fe  Fe + 2e
2Cr3+ + 2e  2Cr2+
Fe (r) + 2Cr3+ ↔ Fe2+ + 2Cr2+
2. Suất điện động tiêu chuẩn E0 = o298(Cr3+/Cr2+) - o298(Fe2+/Fe) = -0,41 –(-0,44) = 0,03V.
3. Hằng số cân bằng KC
nE 0
2 x0, 03
lg K 

 1, 0135
0, 0592 0, 0592
KC=10,3
 Biến thiên năng lƣợng tự do G0:
G0 = -nFE0 = -2 x 96.500 x 0,03 = -5790 J

10


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 8: Các q trình điện hóa

TỔNG KẾT CHƢƠNG 8
1. Các khái niệm

2. Phƣơng trình Nernst
OXH1 (dd)

+ KH2 (dd)  KH1 (dd) + OXH2 (dd)
0, 0592 [OXH 2][ KH1]
E  E0 
lg
n
[OXH1][ KH 2]

OXH1 (dd) + ne  KH1 (dd)
0, 0592 [ KH1]
0
OXH 1/ KH 1  OXH
lg
1/ KH 1 
n
[OXH1]
3. Xác định chiều phản ứng và ký hiệu pin
So sánh thế điện cực khử o298(OXH2/KH2) < o298(OXH1/KH1)  quy tắc   xác
định chiều phản ứng
OXH1 (dd) + KH2 (dd)  KH1 (dd) + OXH2 (dd)
Thế điện cực khử tiêu chuẩn nào lớn hơn là Catot (+), tại đây xảy ra bán phản ứng khử.
Thế điện cực khử tiêu chuẩn nào nhỏ hơn là Anot (-), tại đây xảy ra bán phản ứng oxy hóa.
Viết ký hiệu pin:
ANOT
CATOT
(-) KH2  OHX2

॥

KH2  OXH2 + ne

OXH1  KH1 (+)
OXH1 + ne  KH1

Lưu ý:
 Nếu KH2 hoặc KH1 khơng phải là kim loại thì cần thêm vật dẫn điện (ví dụ Pt).
 Ở mỗi điện cực: các chất cùng pha cách nhau bởi dấu phẩy; các chất khác pha cách
nhau bởi dấu một gạch đứng.
 Lưu ý trường hợp đặc biệt: điện cực Cl-Cl2 (Pt)(+) luôn theo thứ tự : Cl- (dung dịch) –
Cl2 (khí) – thanh Pt, dù rằng Cl- là chất khử, Cl2 là chất oxy hóa.
Suất điện động tiêu chuẩn E0
= o298(CATOT) - o298(ANOT)
= o298(OXH1/KH1) - o298(OXH2/KH2)
Hằng số cân bằng KC ở 25oC:

lg K 

nE 0
0, 0592


Biến thiên năng lượng tự do G:
G = -nFE
(F = 96.500 C/mol)

11

HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 8: Các q trình điện hóa

BÀI TẬP:
1. Hãy dự đoán chiều của phản ứng khi trộn hai cặp oxy hóa-khử sau. Viết ký hiệu pin tương ứng
của phản ứng vừa viết, ghi rõ phản ứng trên từng điện cực và trong pin. Tính suất điện động
tiêu chuẩn và hằng số cân bằng KC của mỗi pin ở điều kiện chuẩn (25oC, 1atm):
a) MgMg2+

॥ Al3+Al

f) PbPb2+

b) MgMg2+

॥ Fe2+Fe

g) CuCu2+

॥ Cu2+, Cu+Pt

॥ 2H+H2(Pt)

h) PtSn2+,Sn4+

॥ Au3+Au

k) (Pt) H22H+

c) SnSn2+
d) AgAg+

॥ Cd2+Cd

e) HgHg2+

॥ Cu2+Cu

॥ Cr3+,Cr2+Pt

i) FeFe3+

॥ Cl-Cl2 (Pt)

॥ Cl-Cl2 (Pt)

Biết :
o298(Mg2+/Mg) = -2,363 V
o298(Al3+/Al) = -1,662 V
o298(Fe2+/Fe) = -0,44 V
o298(Sn2+/Sn) = -0,136 V
o298(Ag+/Ag) = +0,799 V

o298(Au3+/Au) = + 1,498 V
o298(Hg2+/Hg) = +0,854 V
o298(Cu2+/Cu) = +0,337 V
o298(Fe3+/Fe) = -0,036 V
o298(Pb2+/Pb) = -0,126 V

o298(Cd2+/Cd) = -0,403 V
o298(Cu2+/Cu+) = + 0,153 V
o298(Sn4+/Sn2+) = +0,15 V
o298(Cr3+/Cr2+) = -0,408 V
o298(Cl2/Cl-) = +1,36 V

2. Cho cặp oxy hóa khử o298(Fe3+/Fe2+, Pt) = +0,771 V và o298(Cl2/Cl-, Pt) = +1,359 V. Khi
trộn hai cặp này lại với nhau, viết phương trình phản ứng xảy ra. Viết kí hiệu pin tương ứng với
phản ứng vừa xác định chiều. Tính suất điện động tiêu chuẩn và hằng số cân bằng KC, G0 của
pin ở điều kiện chuẩn.
3. Hãy xác định chiều và tính hằng số cân bằng KC của phản ứng ở điều kiện chuẩn khi trộn cặp
oxy hóa-khử Fe3+/Fe2+ và Cu2+/Cu. Viết ký hiệu pin tương ứng với phản ứng vừa viết.
Biết o298(Fe3+/Fe2+, Pt) = +0,77 V và o298(Cu2+/Cu) = +0,34 V.
4. Cho phản ứng oxy hóa-khử:
Sn + Fe2+ ↔ Sn2+ + Fe
Hãy xác định chiều của phản ứng trên ở điều kiện chuẩn ? Biểu diễn pin tương ứng (ký hiệu
pin) với phản ứng vừa xác định chiều và viết phản ứng tại các điện cực. Tính suất điện động
và hằng số cân bằng KC, G0 của phản ứng ở điều kiện tiêu chuẩn.
Cho biết o298(Sn2+/Sn) = -0,14V, o298(Fe2+/Fe) = -0,44V.

12