BÀI TẬP PIN ĐIỆN HÓA -THẾ ĐIỆN CỰC-CÂN BẰNG TRONG ĐIỆN HÓA – ĐIỆN PHÂN ppsx

BÀI TẬP PIN ĐIỆN HÓA -THẾ ĐIỆN CỰC-CÂN BẰNG TRONG ĐIỆN HÓA –
ĐIỆN PHÂN
Bài 1 : . Cho hai nữa pin với các thế chuẩn :
2+ 0
2+ 0
Fe +2e Fe,E =-0,44V
Cu +2e Cu,E =0,34V
→
→
Thiết lập sơ đồ pin điện , tính E
0
của pin, và cho biết chiều của phản ứng.
Bài 2 : Cho 2 nữa pin sau : Zn/ Zn(NO
3
)
2
0,1 M , Ag / AgNO
3
0,1 M có thế chuẩn tương ứng bằng -0,76 V,
0,8 V.
a. Thiết lập sơ đồ pin với dấu các điện cực .
b. Viết phản ứng khi pin hoạt động
c. Tính E của pin.
d. Tính nồng độ các ion khi pin ngừng hoạt động .
Bài 3 : E
0
pin Zn-Cu là 1,10 V ở 25
0
C. Tính năng lượng tự do chuẩn của phản ứng ôxi hóa khử làm cơ sở
cho pin.
ĐA : -212 KJ

Bài 4 : Cho phản ứng sau : Pb (r) + 2Ag
+

→ Pb
2+
+ 2Ag (r) . Tính hằng số cân bằng K và ΔG
0
ở 25
0
C.Biết :
+ 2+
0 0
Ag /Ag Pb /Pb
E =0,8V,E =-0,13V
ĐA : K = 2,6.10
31
, ΔG
0
= 1,8.10
2
KJ
Bài 5 : Tính K của phản ứng sau :
3+ - 2+
2
2Fe +2I 2Fe +I→
, biết :
3+ 2+ -
2
0 0
Fe /Fe I /2I

E =0,77V,E =0,77V
ĐA : K = 9,3. 10
7

Bài 6 : Tính thế của bán phản ứng : Tl
3+
+ 3e → Tl(r)
Biết :
+ 3+ +
0 0
Tl /Tl Tl /Tl
E =-0,336V,E =1,25V
ĐA : 0,72 V
Bài 7 : Cho sơ đồ sau :
1,70V 1,20V -1,18V- IV 2+
4
MnO Mn Mn Mn→ → →
.Tính thế điện cực chuẩn của bán
phản ứng sau :
- + 2+
4 2
MnO +8H +5e Mn +4H O€
ĐA : 1,5 V
Bài 8 : Vàng ở trạng thái số oxh = + 1 có tự phân hủy theo sơ đồ phản ứng sau không?
+ 3+
3Au 2Au+Au€
, biết :
1,41V 1,68V3+ +
Au Au Au→ →
.

ĐA : E
0
phản ứng là : 0,27 V=> tự xảy ra
Bài 9 : Cho các sơ đồ sau :
1,70V 1,20V -1,18V- IV 2+
4
MnO Mn Mn Mn
→ → →
0,7 0,8 0,3
- 2-
4 4 2
TcO TcO TcO Tc
V V V
→ → →
0,7 0,4 0,3
2
4 4 2
Re Re Re Re
V V V
O O O
− −
→ → →
a. Tính thế điện cực chuẩn của các cặp :
- 2+ - -
4 4 2 4 2
0 0 0
MnO /Mn TcO /TcO ReO /ReO
E ;E ;E
b. Xét trạng thái ôxi hóa nào của Mn, Tc, Re có khả năng tự phân hủy. Viết phương trình phản ứng,
tính thế của phản ứng.

c. Ion
-
4
MO
( M= Mn, Tc, Re) nào có khả năng ôxi hóa mạnh nhất?
d. Zn có đẩy được Mn
2+
ra khỏi dung dịch muối của nó không ?
ĐA : a. 1,5 V; 0,76 V ; 0,50 V b. chỉ có
-
4
TcO
xảy E = 0,10 V. c.
-
4
MnO
mạnh nhất 1,7 V d. E= -0,42 V
Bài 10 : . Cho các bán phản ứng sau:
- + 2+ 0
4 2
+ 2+ 0
2 2
MnO +8H +5e Mn +4H O;E =1,51V
MnO +4H +2e Mn +2H O;E =1,23V
→
→
Xác định E
0
của bán phản ứng sau:
- +

4 2 2
MnO +4H +3e MnO +2H O.→
Bài 11 : Viết các phương trình phản ứng xảy ra khi trộn lẫn ba dd sau với nhau:
25 ml dd Fe(NO
3
)
2
0,1 M , 25 ml dd Fe(NO
3
)
3
1 M , 50 ml AgNO
3
0,6 M, trong đó có thả một mảnh Ag
vụn . Biết :
3 2
0 0
/ /
0,8 ; 0,77
Ag Ag Fe Fe
E V E V
+ + +
= =
.
Bài 12: Cho :
2
0 0 10
/ /
0,8 ; 0,34 , 1,8.10
AgCl

Ag Ag Cu Cu
E V E V T
+ +
−
= = =
.Tính thế điện cực Ag/AgCl, KCl khi
1,0Cl M
−
 
=
 
. Xác định chiều của dòng điện trong pin tạo thành bởi điện cực này và điện cực đồng tiêu
chuẩn . Viết phương trình của phản ứng này xảy ra trong pin và tính hằng số cân bằng của phản ứng đó .
15. Xác định Tt của AgBr , biết rằng pin được tạo thành bởi điện cực hydro tiêu chuẩn và điện cực
Ag/AgBr, Br
-
(0,1 M ) có sức điện động bằng 0,14 V. Cho :
0
/
0,8
Ag Ag
E V
+
=
.
Bài 13 : Hai cốc 1 , 2 chứa các dd với nồng độ của các ion như sau: - cốc 1:
3 2
0,2 ; 0,1Fe M Fe M
+ +
   

= =
   
-cốc 2 :
3 2
0,1 ; 0,2Fe M Fe M
+ +
   
= =
   
.
a.Nhúng vào 2 dd hai thanh Pt và nối 2 dd bằng một cầu muối . Xác định sức điện động của pin.
b. Nối 2 điện cực bằng dây dẫn , tính nồng độ của các ion Fe
2+
, Fe
3+
trong mỗi cốc đựng 1 lít dd thì điện
lượng đã đi qua dây dẫn là bao nhiêu ?
Bài 14 : . Xác định sức điện động của pin tiêu chuẩn được tạo thành bởi các điện cực :
2 2
/ ; /Sn Sn Pb Pb
+ +
.
Nếu :
2 2 5
1 ; 10Sn M Pb M
+ + −
   
= =
   
thì sức điện động của pin là bao nhiêu ? Biết :

2 2
0 0
/ /
0,14 ; 0,126
Sn Sn Pb Pb
E V E V
+ +
= − = −
.
Bài 15: Tính thế của cặp Ag
+
/Ag so với cặp Cu
2+
/Cu của nồng độ của Ag
+
và Cu
2+
tương ứng bằng 4,2.10
-6
và 1,3.10
-3
M. Tính ∆G khi 1 mol e trao đổi ở điều kiện đã cho. Biết
2
0 0
/ /
0,8 ; 0,34
Ag Ag Cu Cu
E V E V
+ +
= =

.
Bài 16: Cho các phản ứng: S + 2H
+
+2e →H
2
S ; E
0
= -0,14 V.
SO
2
+ 4H
+
+ 4e → S + 2H
2
O ; E
0
= 0,45 V. Tính K cân bằng của phản ứng : SO
2
+ 2H
2
S →3S + 2H
2
O.
B ài 17 : Một pin điện được hình thầnh từ 2 điện cực . Một địên cực gồm 1 tấm Cu nhúng trong dd CuSO
4
0,50 M . Điện cực thứ hai gồm 1 thanh Pt nhúng vào dd Fe
2+
, Fe
3+
với lượng sao cho

2 3
2Fe Fe
+ +
   
=
   
.Dùng một dây dẫn nối 2 đầu thanh Cu và Pt .
a. Cho biết dấu các điện cực của pin. Viết các phản ứng điện cực .Tính sức điện động ban đầu của pin. Biết
thể tích dd CuSO
4
khá lớn.
b. Tính tỷ số
3
3
Fe
Fe
+
+
 
 
 
 
khi pin ngừng hoạt động. cho :
3 2
/ 0,77Fe Fe V
+ +
=
,
2
/ 0,34Cu Cu V

+
=
.
Bài 18: Cho 2 nữa pin sau : Zn/ Zn(NO
3
)
2
0,1 M , Ag / AgNO
3
0,1 M có thế chuẩn tương ứng bằng -0,76 V,
0,8 V.
a. Thiết lập sơ đồ pin với dấu các điện cực .
b. Viết phản ứng khi pin hoạt động
c. Tính E của pin.
d. Tính nồng độ các ion khi pin ngừng hoạt động .
Bài 19: Tính Tt của AgCl ở 25
0
C biết :
0 0
/
/
0,80 ; 0,22
AgCl Ag
Ag Ag
E V E V
+
= =
.
Bài 20: Tính hằng số cân bằng của phản ứng: Cu + Br
2

→ Cu
2+
+ 2Br
-
. Biết
2
/ 0,34Cu Cu V
+
=
,
2
0
/
1,09
Br Br
E V
−
=
.
Bài 21: Điện phân dd SnCl
2
1 M với 2 điện cực bằng Pt trơn nhẵn. Viết các phản ứng xảy ra trên các điện
cực. Tính sức điện động phân cực biết :
2
2
0 0
/ /
0,14 ; 1,36
Sn Sn Cl Cl
E V E V

+ −
= − =
.
Để điện phân có thể xảy ra thì thế phân hủy bằng bao nhiêu ?
Bài 22: Cho biết :
2
0 0 7
/ /
0,16 ; 0,52 ; 1,0.10
CuCl
Cu Cu Cu Cu
E V E V T
+ + +
−
= = =
.Một dd chứa CuSO
4
0,10 M , NaCl
0,20 M và bột Cu dư. Phản ứng sau có xảy ra không : Cu (r) + Cu
2+
+ 2Cl
-

€
2CuCl
↓
. Tính hằng số cân
bằng của phản ứng đó và tính nồng độ mol các ion ở trạng thái cân bằng.
Bài 23: Cho phản ứng sau : Pb
2+

+ 2Cr
2+

€
2Cr
3+
+ Pb ; E
0
= 0,28 V.Tính E của phản ứng ,biết:
[Pb
2+
]=[Cr
2+
] = 0,1 M; [Cr
3+
] = 0,01 M .
ĐA : - 0,04 V.
Bài 24 : Tính E của pin gồm điện cực Zn
2+
/ Zn và 2H
+
/H
2
ở điều kiện sau : [Zn
2+
] = 0,01 M, [H
+
] = 2,5 M;
áp suất khí hydro là 0,3 atm. E
0

Zn
2+
/ Zn = -0,76 V.
ĐA : 0,86 V
Bài 25 : Cho phản ứng sau: Ag (r) + H
+
(aq) + I
-
(aq)
€
AgI (r) + 1/2H
2
(k) ; ở trạng thái chuẩn. Phản ứng
có xảy ra không? Biết :
+
0 -17
AgI
Ag /Ag
E =0,8V,T =8,3.10
.
ĐA : Phản ứng xảy ra do
0
AgI/Ag
E =-0,15V
<
+
2
0
2H /H
E =0,0V

Bài 26: Cho phản ứng sau : 2Ag + 4HCN
€
2H[Ag(CN)
2
] + H
2

Biết : Ag
+
+ 2CN
-

€
[Ag(CN)
2
]
-
; K
b
= 7.10
19
, nồng độ các chất 1 M ,
+
0
Ag /Ag
E =0,80V
ĐA :
-
2
0

Ag(CN) /Ag
E =-0,37V
<
+
2
0
2H /H
E =0,0V
, phản ứng xảy ra .
Bài 27 : Trộn 10 ml dung dịch SnCl
2
0,1 M với 10 ml dung dịch FeCl
3
0,1 M. Xác định thành phần chất tan
trong dung dịch của hệ tại cân bằng. Từ đó suy ra thế ôxi hóa khử các cặp trong dung dịch
ĐA : nồng độ thiếc II = nồng độ thiết IV = 0,025 M. nồng độ sắt II = 0,05 M; nồng độ sắt III = 2,3.10
-12
M .
E
cb
= 0,15 V
Bài 28: Nhúng một sợi Ag vào dung dịch Fe
2
(SO
4
)
3
0,05 M. Xác định thành phần cuối của hệ. Từ đó suy ra
thế điện cực của các cặp trong dung dịch.
ĐA : K = 0,32 , nồng độ các ion sắt II và bạc = 0,08 M ,ion sắt III = 0,02 M. E

cb
= 0,72 V
3+ 2+ 4+ 2+ +
0 0 0
Fe /Fe Sn /Sn Ag /Ag
E =0,77V;E =0,15V;E =0,80V
.
Bài 29 : Tính hằng số cân bằng của phản ứng khử H
2
S bằng Fe
3+
. Cho
3+ 2+
0
Fe /Fe
E =0,77V
;
2-
0
/S
E =-0,48V
S
Đối với H
2
S có pK
1
= 7,02 ; pK
2
= 12,9 .
ĐA : 10

22,5

Bài 30 : Đánh giá khả năng phản ứng giữa Cu
2+
và I
-
.Cho
2+
0
Cu /Cu
E =0,34V
;
- -
3
0
I /3I
E =0,5355V
;
-12
CuI
T =10
.
2+ +
0
Cu /Cu
E =0,153V
ĐA: Tính
2+
0
Cu /CuI

E
so sánh với
- -
3
0
I /3I
E =0,5355V
. Thấy
2+
0
Cu /CuI
E
>
- -
3
0
I /3I
E =0,5355V
,nên Cu
2+
ôxi hóa dễ dàng
I
-
tạo
-
3
I
và CuI.
Bài 31 : Đánh giá thành phần cân bằng trong hỗn hợp gồm Ag
+

10
-3
M, NH
3
1 M và Cu. Cho hằng số bền
các phức :
+ 7,24
3 2
Ag(NH ) =10
;
2+ 12,03
3 4
Cu(NH ) =10
;
2+
0
Cu /Cu
E =0,337V
;
+
0
Ag /Ag
E =0,8V
, 25
0
C
ĐA : Tính K của phản ứng 2Ag
+
+ Cu → 2 Ag + Cu
2+

pK = 15,61.
Với hằng số không bền (phân ly của phức
+ 7,24
3 2
Ag(NH ) =10
), phản ứng tạo phức bền của Cu
2+
, rồi tổ hợp
3 quá trình . Tính thành phần các chất tại cân bằng tổ hợp. Vậy
+
3 2
Ag(NH ) =
5,9.10
-9
M.
2+
3 4
Cu(NH )
= 5.10
-4

Bài 32 : Cho :
3+
0
Au /Au
E =1,5V
;
+
0
Au /Au

E =1,68V
.Tính :
a. Nồng độ mol Au
+
lớn nhất trong dung dịch Au
3+
0,001 M
b. Trong dung dịch có dư ion X
-
, Au
+
tạo phức
-
2
AuX
có hằng số không bền K
1
, Au
3+
tạo phức
-
4
AuX

có hằng số không bền K
2
,dư ion X
-
có cân bằng sau :
- - -

2 4
3AuX AuX +2X +2Au;K'€
. Viết biểu
thức tính K’ theo K
1
, K
2
,K. Biết X
-
là : Br
-
, pK
1
= 12 , pK
2
= 32; CN
-
, pK
1
= 38 , pK
2
= 56 . Dựa
vào tính toán đưa ra kết luận gì ?
c. Vàng có thể tan trong dung dịch KCN 1 M có bão hòa khí oxi. Dựa vào kết quả tính được, giải thích
hiện tượng này (ở pH = 0,
2 2
0
O /H O
E =1,23V
, HCN có pK = 9,4 , áp suất O

2
= 1 atm, lúc cân bằng
nồng độ
-
2
[Au(CN) ]=1M
)
ĐA : a. 3 Au
+

€
Au
3+
+ 2Au có lg K = 9,317. [Au
+
] = 9.10
-5
.
b. X
-
= Br
-
có K’ = 1,37.10
5
; X
-
= CN
-
có 1,37. 10
-49

. khi Au
+
tạo phức thì nó ít tham gia phản ứng oxi hóa –
khử
c. tính nồng độ ion CN
-
tại cân bằng,
-
2
0
Au(CN) /Au
E =-0,566V
;
2 2
O /H O
E =0,539V
;
-
2
0
Au(CN) /Au
E =-0,566V
<
2 2
O /H O
E =0,539V
, Au có thể tan trong dung dịch KCN theo phản ứng hóa học sau :
4Au + 8 KCN + 2H
2
O + O

2
→ 4K[Au(CN)
2

+ 4 KOH
Bài 33 : Cho 4 g PbSO
4
nguyên chất vào 150 ml nước đến khi cân bằng được thiết lập ,nhúng vào đó một
điện cực Pb và một điện cực đối chiếu có E
0
= 0,237 V.Ở 298K có một hiệu điện thế 0,478 V.
a. Cho biết điện cực nào trong 2 điện trên có thế lớn hơn. Điện cực nào là catot, anot. Tính
4
PbSO
T
.Biết
2+
0
Pb /Pb
E =-0,126V
b. Cho PbSO
4
nguyên chất vào 150 ml dung dịch H
2
SO
4
có pH = 3 . Thì hiệu điện thế giữa điện cực
Pb và điện cực đối chiếu. Tại một nhiệt độ cố định thì
4
PbSO

T
= 1,1. 10
-8

Cho :
- 2- -1
4 2 4 1
PbSO (r)+2I PbI +SO ;K =4,6.10€

2- - 12
2 4 4 2
PbI +CrO PbCrO +2I ;K =4,3.10€

2- 2- -8
4 4 3
PbS+CrO PbCrO (r)+S ;K =7,5.10€
c. Tính tích số tan của PbS.
ĐA :
2+
0
Pb /Pb
E =-0,241V
, mặt khác :
2+
2+ 2+
0
Pb
Pb /Pb Pb /Pb
0,059
E =E log

2 1
C
+
=> nồng độ mol Pb
2+
=1,288.10
-4
.
4
-8
PbSO
T =1,66.10
. pH = 3 nồng độ Pb
2+
= 3,318.10
-5
. Từ phương trình Nec tính E = E
đ/ch
-
2+
Pb /Pb
E
= 0,495 V
T
PbS
= 4,2.10
-28
.
Bài 34: Tính nồng độ ban đầu của HSO
4

-
, biết khi đo suất điện động của pin Pt/I
-
0,1 M ;
-
3
I
0,02 M//
-
4
MnO
0,05 M , Mn
2+
0,01 M, HSO
4
-
C (M) ở 25
0
C có giá trị là 0,824 V.
Biết :
- - -
4 3 4
0 0 -2
MnO I HSO
E =1,51V;E =0,5355V;K =10
.
ĐA : 0,364 M. Tính thế điện cực từng cặp ôxi hóa- khử theo điều kiện phản ứng . tính được [H
+
] = 0,054 M
. Từ cân bằng HSO

4
-
tính được nồng độ HSO
4
-
ban đầu.
Bài 35 : a. Thiết lập một pin theo phản ứng sau : Pb (r) + CuBr
2
(dd) 0,01 M→ PbBr
2
(r) + Cu (r).
b. Nếu ở 25
0
C suất điện động của pin là 0,442 V, thì
2
PbBr
T
bằng bao nhiêu?
2+
0
Pb /Pb
E =-0,126V
,
2+
0
Cu /Cu
E =0,34V
.
ĐA : a. (-) Pb/ PbBr
2(r)

, Br
-
// CuBr
2
/ Cu (+) .
b. tính E của các điện cực theo điều kiện đã có . Lập biểu thức tính E của pin , suy ra
2
PbBr
T
= 2,5.10
-5

Bài 36 : 1. Phản ứng giữa AgNO
3
với KCl trong dung dịch tạo thành kết tủa AgCl và giải phóng năng
lượng. Ta có thể tạo ra một tế bào điện hoá (pin) sinh công điện nhờ phản ứng đó.
a) Viết công thức của tế bào điện hoá theo quy tắc IUPAC và các nửa phản ứng điện cực tại anot và catot.
b) Tính
0
298
G∆
của phản ứng kết tủa AgCl và E
0
298
của tế bào điện hoá.
Cho: TAgCl ở 25
0
C bằng 1,6. 10
–10
.

2. Điện phân 50 ml dung dịch HNO
3
có pH = 5,0 với điện cực than chì trong 30 giờ, dòng điện 1A.
a) Viết nửa phản ứng tại các điện cực và phương trình phản ứng chung.
b) Tính pH của dung dịch sau khi điện phân.
c) Tính thể tích dung dịch NaOH 0,0001 mol/L cần để trung hòa dung dịch sau khi điện phân.
d) Hãy cho biết nên dùng chất chỉ thị nào để xác định điểm dừng của phản ứng trung hòa.
Coi khối lượng riêng của dung dịch HNO
3
loãng là 1 g/ml
ĐA : 1.
a) Nửa phản ứng oxi hoá ở anot: Ag – e + Cl
–
→ AgCl
Nửa phản ứng khử ở catot: Ag
+
+ e → Ag .
Ag
+
+ Cl
–
→ AgCl (r)
Công thức của tế bào điện hoá:
(Anot) Ag  dd KCl  dd AgNO
3
 Ag (Catot)
b) Tính
0
298
G∆

và E
0
298
:
Xét phản ứng Ag

+ Cl
–
→ AgCl (r)
Kc =
AgCl
1
T
=
10
1
1, 6.10
−
= 6,25.10
9

0
298
G∆
= – RTlnKc = – 8,314
×
298
×
ln (6,25.10
9

) = – 55884 J/mol = – 55,884 kJ/mol
E
0
298
=
0
G
nF
∆
= +
55884
1 96487×
= + 0,5792 (V) ≈ + 0,58 V
2.
a) Nửa phản ứng oxi hoá ở anot: H
2
O - 2e → 2H
+
+
1
2
O
2
Nửa phản ứng khử ở catot: 2H
+
+ 2 e → H
2
.
H
2

O → H
2
+
1
2
O
2
Số mol nước bị điện phân là 0,556 mol.
Khối lượng nước bị điện phân: 0,556 mol x 18 g/mol = 10,074 g
Khối lượng dung dịch trước khi điện phân là 50 ml
Khối lượng dung dịch sau khi điện phân là 50 - 10,074 = 39,926 (g) ~ 40 g
Thể tích dung dịch sau khi điện phân là: V =
40 g
1 g/mL
= 40 ml = 0,04 L
Số mol HNO
3
= 0,051 x 10
-5
= 5. 10
-7
(mol)
CHNO
3
= [H
+
] =
7
5.10 mol
0, 04 L

−
= 1,25 . 10
-5
M
pH = – lg [H
+
] = – lg (1,25. 10
-5
) = 4,903 ~ 4,9
c) Phản ứng: NaOH + HNO
3
= NaNO
3
+ H
2
O
nNaOH = nHNO
3
= 5 . 10
-7
mol → V
ddNaOH
= 5. 10
-3
L = 0,005 L = 5 mL
d) Phản ứng xảy ra giữa axit mạnh và bazơ mạnh nên có thể dùng chất chỉ thị là phenolphtalein có khoảng
chuyển màu (pH) 8 - 10.
Bài 37: Dung dịch A gồm AgNO
3
0,050 M và Pb(NO

3
)
2
0,100 M.
1. Tính pH của dung dịch A.
2. Thêm 10,00 ml KI 0,250 M và HNO
3
0,200 M vào 10,00 ml dung dịch A. Sau phản ứng người ta nhúng
một điện cực Ag vào dung dịch B vừa thu được và ghép thành pin (có cầu muối tiếp xúc hai dung dịch) với
một điện cực có Ag nhúng vào dung dịch X gồm AgNO
3
0,010 M và KSCN 0,040 M.
a) Viết sơ đồ pin .
b) Tính sức điện động E pin tại 25
0
C .
c) Viết phương trình phản ứng xảy ra khi pin hoạt động.
d) Tính hằng số cân bằng của phản ứng .
Cho biết : Ag
+
+ H
2
O AgOH + H
+
(1) ; K
1
= 10
–11,70

Pb

2+
+ H
2
O PbOH
+
+ H
+
(2) ; K
2
= 10
–7,80
Chỉ số tích số tan pKs : AgI là 16,0 ; PbI
2
là 7,86 ; AgSCN là 12,0 .

;
RT
ln = 0,0592 lg
F
= 0 ,799 V
E
0
Ag
+
/Ag
3. Epin

sẽ thay đổi ra sao nếu: a) thêm một lượng nhỏ NaOH vào dung dịch B ; b) thêm một lượng nhỏ
Fe(NO
3

)
3
vào dung dịch X?
ĐA :
1. Ag
+
+ H
2
O → AgOH + H
+
; K
1
= 10
-11,7

(1)
Pb
2+
+ H
2
O → ? PbOH
+
+ H
+
; K
2
= 10
-7,8

(2)

Do K
2
>> K
1
nên cân bằng 2 quyết định pH của dung dịch
Pb
2+
+ H
2
O → PbOH + H
+
; K
2
= 10
-7,8

(2)
C 0,10

[ ]
0,10 − x x x
8,7
2
10
x1,0
x
−
=
−
x = 10

-4,4
= [H
+
] ; pH = 4,40
2.a) Dung dịch B: Thêm KI : CAg
+
= 0,025 M; CPb
2+
= 0,050
CI- = 0,125M ; CH
+
= 0,10M
Ag
+
+ I
−
AgI ↓
0,025 0,125
- 0,10
Pb
2+
+ 2 I
−
PbI
2
↓
0,05 0,10
- -
Trong dung dịch có đồng thời hai kết tủa AgI ↓ và PbI
2

↓
AgI ↓ → Ag
+
+ I
−
; Ks
1
= 1.10
-16
(3)
PbI
2
↓ → Pb
2+
+ 2 I
−
; Ks
2
= 1.10
-7,86
(4)
Ks
1
<< Ks
2
, vậy trong dung dịch cân bằng (4) là chủ yếu. Sự tạo phức
hiđroxo của Pb
2+
là không đáng kể vì có H
+

dư:
Pb
2+
+ H
2
O → PbOH + H
+
; K
2
= 10
-7,8


[ ]
[ ]
[ ] [ ]
++−
−
−
+
+
<<→==
28,6
1
8,7
2
PbPbOH10
10
10
Pb

PbOH
Trong dung dịch PbI
2
↓ → Pb
2+
+ 2 I
−
Ks
2
= 1.10
-7,86

x 2 x
(2x)
2
x = 10
-7,86
x = 1,51.10
-3
M 2x = [I
−
] = 2,302 . 10-
3
M
[ ]
[ ]
M10.31,3
10.02,3
10.1
I

K
Ag
14
3
16
1s
−
−
−
−
+
===
.
E của cực Ag trong dung dịch A: Ag
+
+ e ? Ag
[ ]
V001,0E
10.31,3lg0592,0799,0Aglg0592,0EE
1
140
Ag
Ag
1
=
+=+=
−+
+
Dung dịch X: Ag
+

+ SCN
−

→ AgSCN↓ ; 10
12,0
0,010 0,040
- 0,030 0,010
AgSCN↓ → Ag
+
+ SCN
−

; 10
-12,0
0,030
x (0,030 + x)
x0,030 + x) = 10
-12

[ ]
11
2
12
10.33,3
10x3
10
xAg
−
−
−

+
===
[ ]
V179,0E
10.33,3lg0592,0799,0Ag lg 0,0592 0,799 E
2
11
2
=
+=+=
−+

Vì E
2
> E
1
, ta có pin gồm cực Ag trong X là cực + , cực Ag trong B là cực –
S ơ đồ pin:
(-) Ag AgI↓ AgSCN↓ Ag (+)
PbI
2
↓ SCN
−
0,03 M
b) Epin = 0,179 – 0,001 = 0,178V
c) Phương trình phản ứng: Ag + I
–
→ AgI↓ + e

AgSCN + e → Ag↓ + SCN

–
AgSCN + I
–
? Ag↓ + SCN
–
d) K = = = 10
4
3. a) Khi thêm lượng nhỏ NaOH vào dung dịch B , có thể xảy ra 3 trường hợp:
- Lượng NaOH quá ít không đủ để trung hoà HNO
3
: Sự tạo phức hiđroxo của Pb
2+
vẫn
không đáng kể, do đó Epin không thay đổi.
- Lượng NaOH đủ để trung hoà HNO
3
: Có sự tạo phức hiđroxo của Pb
2+
do đó [Pb
2+
] giảm,
Nồng độ I
-
sẽ tăng lên, do đó nồng độ Ag
+
giảm xuống, E
1
giảm ; vậy Epin tăng.
- Lượng NaOH đủ dư để trung hoà hết HNO
3

và hoà tan PbI
2
tạo thành PbO
2
–
, do đó [Pb
2+
]
giảm và Epin tăng. PbI
2
+ 4 OH
–
→ PbO
2
–
+ 2 H
2
O + 2 I
–
b) Thêm ít Fe
3+
vào dung dịch X: Fe
3+
+ SCN
–
→ FeSCN
2+
Nồng độ ion SCN
–
giảm, do đó nồng độ ion Ag

+
tăng, E
2
tăng → Epin tăng
Bài 38 : ở pH = 0 và ở 25
oC
thế điện cực tiêu chuẩn Eo của một số cặp oxi hoá - khử được cho như sau:
2IO
4
−
/ I
2
(r) 1,31 V ; 2IO
3
−
/ I
2
(r) 1,19 V ; 2HIO/ I
2
(r) 1,45 V ; I
2
(r)/ 2I
−
0,54 V.
(r) chỉ chất ở trạng thái rắn.
1. Viết phương trình nửa phản ứng oxi hoá - khử của các cặp đã cho.
2. Tính E
o
của các cặp IO
4

−
/ IO
3
−
và IO
3
−
/ HIO
3. Về phương diện nhiệt động học thì các dạng oxi hoá - khử nào là bền, các dạng nào là không bền? Tại
sao?
4. Thêm 0,40 mol KI vào 1 lít dung dịch KMnO
4
0,24 M ở pH = 0
a) Tính thành phần của hỗn hợp sau phản ứng.
b) Tính thế của điện cực platin nhúng trong hỗn hợp thu được so với điện cực calomen bão hoà.
5. Tính Eo

của cặp IO
3
−
/ I
2
(H
2
O).
I
2
(H
2
O) chỉ iốt tan trong nước.

Cho biết: ; E của điện cực calomen bão hoà bằng 0,244 V ;
ở 25
o
C, ln = 0,0592 lg ; Độ tan của iốt trong nước bằng 5,0.10
−
4
M.
ĐA : 2. 1,125 V
3. Vì E
0
IO
3
−
/ HIO

<

E
o
HIO/ I
2
; nên HIO sẽ tự oxi hoá - khử
Vậy dạng kém bền nhất về mặt nhiệt động học là HIO, các dạng khác: IO
4
−
, IO
3
−
,
I

2
, I
−
đều bền ở pH = 0.
4. a . Thành phần hỗn hợp sau phản ứng: IO
3
−

0,16 M ; Mn
2+
0,24 M ; I
2
(H
2
O) 5.
10
−
4
M ; I
2
(r) 0,12 M ; pH = 0.
b. E so với điện cực calomen bão hoà: 1,18 − 0,244 = 0,936 V
5. 1,17 V
Ks
AgSCN
Ks
AgI
10
–12
10

–16
RT
F
- 2+
4
0
MnO /Mn
E =1,51V