PHẢN ỨNG OXH-KHỬ & DÒNG ĐIỆN

PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ VÀ ÐIỆN HÓA
I. PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
1. Số oxi hóa
Số oxi hóa hay trạng thái oxi hóa của một nguyên tử trong hợp chất cộng hóa trị là điện tích mà
nguyên tử đó có được khi các đôi electron góp chung được chuyển hết cho nguyên tử có độ âm điện lớn
hơn. Ví dụ: Công thức Lewis của HCl là H-Cl, độ âm điện của Cl là 2,8 lớn hơn độ âm điện của H là
2,2, do đó khi đôi elextron góp chung chuyển hết cho Cl thì Cl có 8 electron hóa trị, dư 1 electron so với
ban đầu nên Cl có điện tích -1 và do đó có số oxi hóa -1. Ðối với H sẽ ít hơn 1 electron so với ban đầu
nên sẽ có số oxi hóa +1.
Ðối với hợp chất cộng hóa trị có công thức phức tạp ta có thể dễ dàng xác định số oxi hóa của
các nguyên tử nhờ các quy tắc sau đây:
- Tổng số oxi hóa của các nguyên tử trong phân tử trung hòa bằng 0, trong ion bằng điện tích của
ion.
- Trong hợp chất: Các nguyên tố nhóm IA có số oxi hóa +1, các nguyên tố nhóm IIA có số oxi
hóa +2, Bo và Nhôm có số oxi hóa +3, Fluor có số oxi hóa -1.
- Trong hợp chất H có số oxi hóa +1 (trừ trường hợp các Hidrua kim loại trong đó H có số oxi
hóa -1).
- Trong hợp chất số oxi hóa của O là -2.
Ví dụ 6.1. Tính số oxi hóa của mỗi nguyên tử trong HClO4
Theo các nguyên tắc trên ta có: Số oxi hóa của H là +1, của O là -2. Gọi x là số oxi hóa của Cl,
dựa theo nguyên tắc tổng số oxi hóa trong phân tử trung hòa bằng 0 ta tìm được x = +7.
- Với các ion đơn nguyên tử số oxi hóa chính bằng điện tích của ion.
- Nếu hợp chất hóa học chứa nhiều hơn một nguyên tố không tuân theo quy tắc thì phải dùng
công thức Lewis để tính.
Do số oxi hóa là một đại lượng quy ước, không phải là điện tích thật sự của nguyên tử trong hợp
chất hóa học nên không thể đo được số oxi hóa bằng thực nghiệm.
- Các nguyên tố hóa học có thể có nhiều trạng thái oxi hóa khác nhau hay nhiều số oxi hóa khác
nhau nhưng không nguyên tố nào có số oxi hoá lớn hơn +8.Ngoại trừ Cu, Au và khí hiếm không nguyên
tố nào có số oxi hóa lớn hơn số thứ tự nhóm.
Số oxi hóa giúp chúng ta nhớ được tính chất hóa học của các nguyên tố và tính chất hóa học của
các hợp chất của chúng dễ dàng.

Ví dụ 6.2. Số oxi hóa càng cao tính axít càng mạnh. chứa S có số oxi hóa +6,
Trong hợp chất của kim loại số oxi hóa của kim loại càng lớn thì hợp chất có tính cộng hóa trị
càng nhiều. là chất lỏng như dầu , màu vàng, không dẫn điện, là hợp chất cộng hóa trị. Trái lại
là các tính thể rắn, nhiệt độ nóng chảy cao, là hợp chất ion.
2. Phản ứng oxi hóa khử
Dựa trên số oxi hóa người ta có thể chia phản ứng hóa học ra làm 2 loại: phản ứng không xảy ra sự thay
đổi số oxi hóa và phản ứng có xảy ra sự thay đổi số oxi hóa của các nguyên tố.
Phản ứng oxi hóa khử là phản ứng có xảy ra sự thay đổi số oxi hóa của các nguyên tố. Nguyên
nhân là do có sự cho nhận electron giữa các nguyên tử của các nguyên tố đó.
Ví dụ 6.3. Xét phản ứng xảy ra khi nhúng thanh kẽm vào dung dịch đồng sunfat:
Zn + CuSO
4
-> ZnSO
4
+ Cu
Phương trình ion: Zn + Cu2+ -> Zn2+ + Cu
Ở đây xảy ra hai quá trình:
- Quá trình nhường electron của Zn để trở thành Zn2+: Quá trình này gọi là quá trình oxi hóa. Zn
là chất nhường electron được gọi là chất khử, Zn2+ gọi là chất oxi hóa liên hợp của Zn. ( Zn - 2e ->
Zn2+).
- Quá trình nhận electron của Cu2+ để trở thành Cu: Quá trình này được gọi là quá trình khử .
Cu2+ là chất nhận electron được gọi là chất oxi hóa, Cu gọi là chất khử liên hợp của
- Một phản ứng oxi hóa khử nhất thiết phải có sự tham gia của chất khử và chất oxi hóa hay nói
cách khác phải bao gồm 2 quá trình: Quá trình khử và quá trình oxi hóa.
Tổng quát một phản ứng oxi hóa khử có thể trình bày dưới dạng:

Ox1/Kh1,Ox2/Kh2 gọi là các cặp oxi hóa khử liên hợp.
Dạng khử của chất này phản ứng với dạng oxi hóa của chất kia và phản ứng xảy ra theo chiều
thuận hay nghịch tùy thuộc vào bản chất của các cặp oxi hóa khử liên hợp cũng như điều kiện thực
nghiệm.

3. Cân bằng phản ứng oxi hóa khử
Có nhiều phương pháp khác nhau để cân bằng phản ứng oxi hóa khử. Hai phương pháp quan
trọng nhất trong số đó là: Phương pháp thay đổi số oxi hóa và phương pháp bán phản ứng. Tuy nhiên
chúng đã được trình bày chi tiết trong các giáo trình ở bậc phổ thông trung học, nên không nhất thiết
phải được nhắc lại.
4. Ðiện cực và thế điện cực
Ðiện cực là một hệ thống gồm một chất dẫn điện tiếp xúc với hỗn hợp các chất ở dạng oxi hóa và dạng
khử
Một dạng điện cực tiêu biểu thường gặp là kim loại nhúng trong dung dịch muối của nó. Một
điện cực như thế này còn gọi là một bán pin.
Ðể tìm hiểu cách điện cực làm việc ta xét điện cực có cấu tạo gồm một thanh kẽm nhúng trong
dung dịch muối kẽm có nồng độ Zn2+ là 1M.
Khi thanh kẽm được dìm vào dung dịch một số nguyên tử sẽ tách khỏi kim loại đi vào dung dịch
dưới dạng ion, các electron hóa trị vẫn còn ở lại trong kim loại, làm thanh kim loại tích điện âm. Quá
trình này có thể biểu diễn:
Zn -> Zn
2+
( dd) +2e(kl)
Ðiện tích âm của thanh kim loại sẽ hút ngược trở lại các ion Zn2+ trong dung dịch và khử chúng
ngược trở lại thành kim loại:
Zn
2+
(dd) +2e -> Zn
Quá trình thuận nghịch này nhanh chóng đạt đến cân bằng:
Zn
2+
(dd) +2e Zn
Khi đạt cân bằng thanh kẽm sẽ tích điện âm do có dư một số electron, dung dịch sẽ tích điện
dương do có dư một số ion Zn2+ so với ban đầu. Sự khác biệt về diện tích giữa thanh kẽm và dung dịch
phụ thuộc vào:

- Khả năng oxi hóa của kim loại
- Khả năng bị khử thành kim loại của ion kim loại
- Nồng độ của ion kim loại trong dung dịch.
Kim loại càng hoạt động càng dễ tạo thành ion và do đó điện tích âm tạo ra càng lớn. Kẽm là kim
loại hoạt động mạnh hơn đồng nên điện tích âm tạo ra trên thanh kẽm khi nhúng trong dung dịch muối
kẽm sẽ lớn hơn điện tích âm tạo ra trên thanh đồng khi nhúng trong dung dịch muối đồng có cùng nồng
độ.
Sự khác biệt về điện tích giữa thanh kim loại và dung dịch cũng sẽ thay đổi theo nồng độ của ion
kim loại trong dung dịch. Từ cân bằng trên ta thấy khi nồng độ Zn2+ trong dung dịch tăng thì electron
hóa trị tự do trong thanh kim loại sẽ giãm, do đó điện tích chênh lệch sẽ giãm và ngược lại. Ðiện cực
kẽm là chất rắn, nồng độ của nó không đổi, nên độ lớn của điện cực không ảnh hưởng đến độ lớn của
điện tích.
Khi một thanh kim loại được nhúng vào dung dịch chứa ion của nó với nồng độ 1M thì electron
sẽ tích tụ trên thanh kim loại một cách tự nhiên do có một số ion kim loại tan vào dung dịch.Muốn kéo
các electron này vào dung dịch cần phải tiêu tốn một năng lượng. Năng lượng tiêu tốn này thay đổi theo
độ khác biệt về điện tích giữa kim loại và dung dịch. Ðộ khác biệt này gọi là thế điện cực của điện cực.
Thế điện cực càng lớn, năng lượng cần thiết để kéo electron từ kim loại vào dung dịch càng lớn.
Ðơn vị dùng để đo sự khác biệt thế điện là Volt. Ðể kéo được 1 coulomb từ một nơi có thế thấp
đến một nơi có thế cao hơn 1 volt thì năng lượng cần là 1 joule. ( 1 coulomb = điện tích của 1 /96485mol
electron).
1J = 1C x 1V
Thế chênh lệch càng lớn công đòi hỏi để kéo electron càng lớn.
Không có một phương pháp nào cho phép đo được sự khác biệt về thế điện giữa kim loại và
dung dịch chứa ion của kim loại mà chỉ có thể đo được sự khác biệt thế điện cực giữa hai điện cực. Do
đó nếu ta đo được sự khác biệt về thế điện cực giữa một điện cực chưa biết và một điện cực chuẩn có giá
trị thế điện cực được chọn bằng 0 thì giá trị khác biệt đo được chính là giá trị thế điện cực của điện cực
chưa biết.
Ðiện cực được sử dụng làm điện cực chuẩn có giá trị thế điện cực bằng 0 là điện cực Hidro tiêu
chuẩn. Giá trị thế điện cực của tất cả các điện cực khác được trình bày chính là giá trị đo với điện cực
hidro tiêu chuẩn.

Ðiện cực hidro tiêu chuẩn là điện cực khí. Ðiện cực khí là một bán pin với chất khí vừa đóng vai
trò chất oxi hóa vừa đóng vai trò chất khử. Khí được bơm vào xung quanh một chất dẩn điện trơ chỉ làm
nhiệm vụ chuyển electron mà không tham gia vào phản ứng điện cực. Dối với điện cực hidro, khí H2
được bơm vào xung quanh một dây Platin có bề mặt rất mịn dìm trong dung dịch chứa ion H+. Một số
phân tử H2 sẽ chuyển electron cho Platin và trở thành ion H+. Ngược lại một số ion H+ sẽ nhận electron
từ Platin và bị khử thành H2. Do đó sẽ phát sinh một độ khác biệt về thế điện giữa điện cực và dung dịch
như đã trình bày đối với điện cực kẽm. Platin đóng vai trò một chất dẫn trơ và xúc tác giúp cho quá trình
nhanh chóng đạt đến cân bằng.
2H
+
+ 2e H
2

Thế điện cực của các điện cực khí phụ thuộc vào áp suất khí. Ðiện cực hidro tiêu chuẩn là điện
cực được thiết lập ở điều kiện áp suất khí là 1 atm, nồng độ ion H+ trong dung dịch là 1M ở . Giá trị
thế điện cực của điện cực hidro chuẩn bằng 0.
5. Cách đo thế điện cực
Ðể đo thế của một điện cực kim loại so với điện cực hidro tiêu chuẩn ta cần thiết lập một pin
điện gồm một bán pin là kim loại nhúng trong dung dịch muối của nó với nồng độ của ion kim loại là
1M và bán pin còn lại là điện cực hidro tiêu chuẩn. Hai bán pin được nối với nhau bởi một cầu muối
chứa chất điện ly đậm đặc là KCl. Cầu muối cho ion K+ và Cl- di chuyển trong pin để bảo đảm mạch
kín nhưng ngăn cản không cho hai dung dịch trộn lẫn nhau. Thanh kim loại và Platin được nối với nhau
thông qua một Volt kế, giá trị đọc được thực chất chính là sức điện động của pin, là thế điện cực tiêu
chuẩn của điện cực kim loại.
Trước khi đóng mạch chúng ta có các bán phản ứng sau đây ở trạng thái cân bằng:
2H
+
+ 2e H
2
Zn

2+
+ 2e Zn
Do kẽm có khả năng ion hoá mạnh hơn hidro nên thanh kẽm có mật độ electron cao hơn thanh
platin, nên khi đóng mạch electron sẽ di chuyển từ điện cực kẽm đến điện cực hidro. Lúc này mật độ
electron tại điện cực hidro tăng nên cân bằng sẽ dịch chuyển sang phải, nghĩa là sẽ có H+ bị khử thành
H2. Cùng lúc này tại điện cực kẽm mật độ electron giảm nên cân bằng sẽ dịch chuyển sẽ dịch chuyển
sang trái, nghĩa là kẽm sẽ tiếp tục bị oxy hoá thành Zn2+tan vào trong dung dịch.
Hình 6.2. Sơ đồ cách đo thế điện cực của điện cực kẽm
Phản ứng xảy ra khi pin làm việc là:
Zn  Zn
2+
+ 2e
2H
+
+ 2e  H
2
Zn + 2H
+
 Zn
2+
+ H
2

Khi nhúng thanh kẽm vào dung dịch HCl phản ứng cũng xảy ra tương tự nhưng electron sẽ được
chuyển trực tiếp từ kẽm đến H+ . Trái lại trong pin phản ứng xảy ra mà không cần sự tiếp xúc giữa các
chất, electron được chuyển từ kẽm đến H+ thông qua dây dẫn và do đó chúng ta có thể sử dụng dòng
điện tạo ra .
Giá trị sức điện động của pin đo được là 0,76V. Do thế điện cực của điện cực hidro bằng 0 nên
đó cũng chính là thế của điện cực kẽm cần cho quá trình oxy hóa kẽm kim loại thành ion. Ðối với quá
trình ngược lại, khử ion Zn2+ thành Zn cũng cần một thế có giá trị tương ứng nhưng khác dấu là - 0,76

V.
Khi nhúng thanh đồng vào dung dịch muối đồng với nồng độ Cu2+ 1M và ghép với điện cực
hidro tiêu chuẩn thông qua một cầu muối chúng ta thấy, do khả năng ion hoá của hidro mạnh hơn của
đồng, nên mật độ electron trên thanh platin sẽ lớn hơn thanh đồng, electron sẽ di chuyển từ diện cực
hidro đến điện cực đồng.

Sức điện động của pin đo được là 0,337V. Do ion Cu2+ bị khử dễ hơn H+ nên thế điện cực của
điện cực đồng sẽ có dấu dương và bằng +0,337V
Hội nghị quốc tế đã đồng ý giá trị thế điện cực viết cho quá trình khử. Thế khử tiêu chuẩn E0 là
giá trị thế đo được khi ghép với điện cực hidro tiêu chuẩn ở với nồng độ của các ion trong dung
dịch là 1M và áp suất khí là 1atm. Tất cả các kim loại có mật độ electron cao hơn điện cực hidro thì thế
khử tiêu chuẩn đều có giá trị âm. Các kim loại có mật độ electron thấp hơn điện cực hidro đều có giá trị
điện cực dương.
Thế khử của điện cực càng âm nghĩa là quá trình khử càng khó xảy ra, hay nói cách khác nếu thế
khử tiêu chuẩn càng âm thì quá trình oxy hóa càng dễ xảy ra.
Tất cả các thiết bị có thể tạo ra được dòng điện từ phản ứng oxi hóa khử đều gọi là pin điện. Sơ
đồ biểu diễn Pin tạo bởi điện cực kẽm và điện cực hidro có dạng:
Zn/ Zn
2+
(1M)// H
+
(1M)/H
2
(1atm)/Pt.
Ý nghĩa sơ đồ như sau: Kẽm kim loại tiếp xúc với dung dịch có nồng độ Zn
2+
1M. Dung dịch này
- thông qua một cầu muối ký hiệu //- được nối với dung dịch H
+
nồng độ 1M trong điện cực hidro với áp

suất H
2
là 1atm. Dấu / biểu diễn sự tiếp xúc giữa hai pha. Hai chất ở hai pha giống nhau tiếp xúc nhau sẽ
cách nhau bởi dấu;. Anot bao giờ cũng được viết bên trái sơ đồ. Cầu muối được thiết lập trong sơ đồ
nhằm tạo đường dẫn cho dòng điện trong dung dịch giữa hai điện cực. Lượng dư Zn
2+
tạo ra trong dung
dịch, lượng dư của anion trong dung dịch ở điện cực hidro phải được trung hoà bởi các ion của muối.
Không có cầu muối không thể xuất hiện dòng điện ở mạch ngoài và phản ứng trong pin không thể xảy
ra.
6. Dãy kim loại hoạt động
Vị trí của các kim loại trong dãy kim loại hoạt động có thể được xác định dựa trên thế khử tiêu
chuẩn. Khi thế điện cực của các kim loại được sắp theo thứ tự từ nhỏ đến lớn ta được thứ tự của dãy kim
loại hoạt động. Bảng 6.1 trình bày thế khử tiêu chuẩn của một số kim loại và không kim loại.
Dãy kim loại hoạt động có liên hệ tính chất hoá học của các nguyên tố. Một số liên hệ quan
trọng cần nhớ là:
- Các kim loại có thế âm lớn ở đầu bảng là các chất khử mạnh ở dạng đơn chất.
- Các nguyên tố có thế khử dương lớn ở cuối bảng là các chất oxi hoá mạnh ở dạng oxi hoá
- Dạng khử của bất kỳ nguyên tố nào ở bên trên sẽ khử được dạng oxi hoá của bất kỳ nguyên tố
nào bên dưới.
Ví dụ 6.4 Kẽm kim loại khử được Cu2+ theo phương trình:
Zn + Cu
2+
−> Zn
2+
+ Cu
7. Cách tính sức điện động của pin
Phản ứng xảy ra trong pin tạo thành do ghép điện cực kẽm với điện cực đồng có được bằng cách
tổ hợp hai bán phản ứng của hai bán pin. Còn sức điện động của pin được tính bằng cách cộng thế khử
tiêu chuẩn của điện cực đồng với thế khử tiêu chuẩn của điện cực kẽm với sự thay đổi dấu cho phù hợp

với bán phản ứng đã xảy ra tại điện cực.
Bảng 6.1. Giá trị thế khử tiêu chuẩn
Ví dụ Thế khử tiêu chuẩn của bán phản ứng Zn
2+
+ 2e  Zn là - 0,76V, do đó bán phản ứng
Zn  Zn
2+
+ 2e sẽ có thế là + 0,76V, nên sức điện động của pin là (+0,76)+(0,34)=1,1V. Giá trị
dương thu được của sức điện động cho biết phản ứng xảy ra trong pin là tự nhiên. Nếu giá trị thu được
âm thì chiều ngược lại là chiều tự nhiên của phản ứng
Giá trị thế khử tiêu chuẩn ở bảng 6.1 là giá trị đo ở điều kiện tiêu chuẩn: Nồng độ ion trong dung
dịch là 1M, áp suất khí là 1atm, nhiệt độ là 25
0
C. Nếu điều kiện thay đổi thế sẽ thay đổi và có thể dẫn
đến sự thay đổi thứ tự. Ví dụ: giá trị thế của điện cực hidro ở hai nồng độ khác nhau như sau:
2H
+
( 1M) +2e H
2
(1atm) E
0
= 0,00V
2H
+
( 10
-7
M) +2e H
2
(1atm) E
0

= - 0,41V
Các giá trị bảng 6.1 chỉ đúng cho các dung dung dịch với dung môi là nước. Nếu dung môi
không phải là nước thì giá trị và thứ tự trên có thể bị thay đổi do mỗi loại dung môi có năng lượng solvat
hoá khác nhau.
8. Thế điện cực của một số điện cực khác
Ngoài phản ứng các nguyên tố ( đơn chất) còn có thể xảy ra các phản ứng oxi hoá khử khác
trong pin. Bảng 6.2 trình bày thế khử tiêu chuẩn của một số điện cực với chất dẫn trơ là cacbon. Thế khử
tiêu chuẩn của điện cực nghĩa là thế khử tiêu chuẩn của điện cực có cấu tạo gồm một sợi
platin nhúng vào dung dịch có nồng độ 1M. Tương tự thế khử tiêu chuẩn của điện cực
là thế khử tiêu chuẩn của điện cực có cấu tạo gồm một sợi platin nhúng trong dung dịch
chứa đều có nồng độ 1M. Sức điện động của pin thu được khi ghép hai điện cực trên là 0,62V
khi các điện cực đều ở trạng thái tiêu chuẩn. Ðiều này có nghĩa là phản ứng trong pin xảy ra tự nhiên
theo chiều từ trái sang phải và cũng có nghĩa rằng khi trộn dung dịch


Bảng 6.2. Thế khử tiêu chuẩn của một số điện cực chọn lọc khác
Ðiện cực Phản ứng điện cực Thế khử EoV
Fe,Fe(OH)
2
,OH
-
Fe(OH)
2
+ 2e Fe + 2OH
-
- 0,877
Pb,PbSO
4
,SO
4

2-
PbSO
4
+ 2e Pb + SO
4
2+
- 0,356
Pt,Sn
4+
,Sn
2+
Sn
4+
+ 2e Sn
2+
+ 0,15
Ag,AgCl,Cl
-
AgCl + e Ag + Cl
-
+ 0,222
Hg,Hg
2
Cl
2
,Cl
-
Hg
2
Cl

2
+ 2e 2Hg + 2Cl
-
+ 0,27
Pt,Fe
3+
, Fe
2+
Fe
3+
+ e Fe
2+
+ 0,771
NiO
2
,Ni(OH)
2
,OH
-
NiO
2
+ 2H
2
O + 2e Ni(OH)
2
+ 2OH
-
+ 0,49
Pt,Cr
2

O
7
2-
,H
+
,Cr
3+
Cr
2
O
7
2-
+ 14H
+
+ 6e 2Cr
3+
+ 7H
2
O + 1,33
Pt,MnO
4
-
, H
+
Mn
2+
MnO
4
-
+ 8H

+
+ 5e Mn
2+
+ 4H
2
O + 1,51
PbO
2
,PbSO
4
,H
2
SO
4
PbO
2
+SO
4
2-
+4H
+
+2e PbSO
4
+ 2H
2
O + 1,685
9. Phương trình Nernst
Khi nồng độ ion trong dung dịch thay đổi hoặt áp suất khí thay đổi thì giá trị thế điện cực sẽ thay
đổi. Chúng ta có thể dùng phương trình Nernst để tính giá trị thế điện cực trong điều kiện không phải
tiêu chuẩn. Phương trình Nernst dùng để tính thế điện cực của một điện cực hay bán pin ở 25

0
C có dạng:
E: giá trị thế điện cực ở điều kiện khác tiêu chuẩn.
E0: giá trị thế điện cực tiêu chuẩn.
n: số mol electron hiện diện trong bán phản ứng.
Q: tỉ số phản ứng, có biểu thức giống như biểu thức của hằng số cân bằng nhưng nồng độ không
phải là nồng độ cân bằng mà là nồng độ thực tế của các ion hoặc áp suất thực tế của các chất khí
Ví dụ 6.5.
Nếu ở

Chúng ta đã biết thế khử tiêu chuẩn của điện cực hidro là 0,00V, nếu nồng độ H+ là
là 1atm thì:
2H
+
( 10
-7
M) +2e H
2
( 1atm )

10. Liên hệ giữa biến đổi năng lượng tự do với sức điện động và hằng số cân bằng
Các phép đo điện hóa rất có ích cho các nhà hóa học nói riêng và các nhà khoa học nói chung, vì
từ các số liệu thu thập được có thể dùng để tính các đại lượng nhiệt động, hằng số chó các biến đổi hóa
học. Ðộ biến đổi năng lượng tự do tiêu chuẩn của một phản ứng điện hóa liên hệ với sức điện động
tiêu chuẩn và hằng số cân bằng bởi phương trình:
n: số electron trao đổi trong phản ứng

Tổ hợp hai phương trình ta có:
Ở thay đổi giá trị của R và T ta có:

Từ đây cho thấy biến đổi năng lượng tự do tiêu chuẩn và hằng số cân bằng của một phản ứng có
thể xác định theo thế khử tiêu chuẩn của hai bán phản ứng đã tổ hợp thành phản ứng điện hóa.
Ở điều kiện không phải tiêu chuẩn giá trị phụ thuộc sức điện động E theo phương trình:
Ví dụ 6.6a Tính biến đổi năng lượng tự do cho phản ứng sau ở 25oC.
Sức điện động tiêu chuẩn là 0,27V, do đó:
Giá trị âm của cho biết phản ứng xảy ra tự nhiên theo chiều qua phải. Giá trị dương của Eo
sẽ tương ứng với giá trị âm của , do đó giá trị dương của Eo cũng nói lên được chiều qua phải là
chiều tự nhiên của phản ứng .
Ví dụ 6.6b Tính hằng số cân bằng của phản ứng sau ở 25oC
Cd + Pb
2+
Cd
2+
+ Pb

=> K = 10
9,13
= 1,3.10
9

Ðiều này nói lên rằng ở điều kiện cân bằng nồng độ gấp hơn một tỷ lần nồng độ
Ví dụ 6.7. Tính biến đổi năng lượng tự do và hằng số cân bằng của phản ứng sau ở 25
o
C
Zn + Cu
2+
(0,20M ) Zn
2+
(0,0050M ) + Cu
Ở điều kiện tiêu chuẩn:

Hoặc có thể tính:

E = E
Zn / Zn
2+
+ E
Cu
2+
/Cu
= 0,83 + 0,32 = 1,15V
Giá trị âm của cho thấy chiều sang phải là chiều tự nhiên của phản ứng .
Giá trị K ở 25oC phải được tính từ giá trị Eo:

II. SỰ ÐIỆN PHÂN - CÁC QUY LUẬT CỦA SỰ ÐIỆN PHÂN
1. Ðiện phân hợp chất nóng chảy
a). Ðiện phân NaCl nóng chảy
Trong điện phân NaCl nóng chảy năng lượng điện dưới dạng dòng điện một chiều được dùng để
ép phản ứng xảy ra theo chiều ngược với chiều tự nhiên của phản ứng.
Bình điện phân Downs dùng trong thương mại để điện phân NaCl nóng chảy có cấu tạo rất phức
tạp vì cần phải ngăn cản phản ứng của Na với không khí cũng như với Cl2 tạo ra từ quá trình điện phân.
Ðể đơn giản ta có thể thể hiện qua hình vẽ sau: thiết bị cần thiết là bình chứa NaCl nóng chảy, hai điện
cực trơ và màng ngăn chỉ cho phép ion khuếch tán qua lại nhưng ngăn cản phản ứng của Na tạo ra ở
điện cực bên này với Cl2 tạo ra ở điện cực còn lại.
Hình 6.3. Bình điện phân NaCl nóng chảy
NaCl nóng chảy chứa lượng bằng nhau của ion Na+ và Cl-, chúng di chuyển hầu như tự do. Khi
nối với nguồn điện một chiều, các ion Na+ bị hút về catot, tại đây chúng bị khử thành Na. Bán phản ứng
khử tại catot là:
Na
+

+ e -> Na
Các ion âm Cl- bị hút về anot và bị oxi hóa thành nguyên tử Cl, sau đó kết hợp thành phân tử
Cl2. Bán phản ứng oxi hóa tại anot là:
2Cl
-
- 2e -> Cl
2

Phản ứng tổng cộng cho quá trình sản xuất Na và Cl2 bằng cách điện phân NaCl nóng chảy là:
2NaCl (l) -> 2Na (r) + Cl
2
(k)
Ðiện phân LiCl, MgCl2, CaCl2 nóng chảy hoàn toàn tương tự điện phân NaCl nóng chảy. Kim
loại được tạo thành do quá trình khử ion kim loại tại catot và Cl2 được tạo thành do quá trình oxi hóa
Cl- tại anot.
b). Sản xuất nhôm
Nhôm là kim loại được sản xuất bằng cách điện phân Al2O3 nóng chảy. Al2O3 nguyên chất
nóng chảy ở nhiệt độ trên 2000oC. Một phương pháp rất thành công để sản xuất nhôm là tạo một dung
dịch dẫn điện có nhiệt độ nóng chảy thấp hơn 2000oC bằng cách hòa tan Al2O3 vào Cryolit nóng chảy (
Na3AlF6). Phương pháp này được phát hiện đồng thời bởi Charles M. Hall và Paul Louis Toussain
Heroult. Nhôm là kim loại màu sáng, dẫn điện, dẫn nhiệt , không bị oxi hóa trong không khí do có một
lớp oxit mỏng bám chặt trên bề mặt có tác dụng bảo vệ. Một số ứng dụng của nhôm như: làm ion bia,
máy bay, Nhôm được sử dụng nhiều chỉ thua sắt.
Hình 6.4. Bình điện phân sản xuất nhôm


2. Ðiện phân dung dịch
Khi một chất điện ly được hòa tan vào nước và cho dòng điện một chiều đi qua bình điện phân
thì nhiều phản ứng có thể xảy ra tại điện cực. Các ion của chất điện ly hoặc bản thân nước có thể bị oxi
hóa hoặc bị khử. Các bán phản ứng xảy ra phụ thuộc vào mức độ dễ hay khó bị oxi hóa hoặc khử của

các ion so với nước.
a) Ðiện phân dung dịch
Khi điện phân dung dịch HCl với nồng độ bình thường, ion H+ bị kéo về catot và bị khử thành
H2.
2H
+
+ 2e -> H
2

Ion Cl- bị kéo về anot, hai quá trình có thể xảy ra tại anot là:
2Cl
-
-> Cl
2
+ 2e
2H
2
O -> O
2
+ 4H
+
+4e
Hầu như khả năng bị oxi hóa của Cl- và nước như nhau, do đó nồng độ của Cl- quyết định đáng
kể đến sản phẩm sẽ tạo ra ở anot. Với nồng độ Cl- lớn sẽ xảy ra quá trình oxi hóa Cl- và Cl2 tạo thành ở
anot. Nếu nồng độ Cl- nhỏ sẽ xảy ra quá trình oxi hóa nước vì O2 sẽ tạo thành ở anot cùng với Cl2. Với
dung dịch HCl loãng rất ít Cl2 được tạo ra, sản phẩm chủ yếu là O2. Với dung dịch HCl đậm đặc, Cl2
tạo ra ở anot. Phản ứng tổng có dạng:
2HCl -> H
2
+ Cl

2
b) Ðiện phân dung dịch NaCl
Khi điện phân dung dịch NaCl đậm đặc sẽ thu được khí H2, Cl2 và dung dịch NaOH.
Khí Cl2 tạo thành ở anot, khí H2 và ion OH- tạo thành ở catot.
Có hai quá trình khử có thể xảy ra tại catot.
Na
+
+ e -> Na
2H
2
O + 2e -> H
2
+ 2OH
-

Nước dễ bị khử hơn Na+ nên ion OH- và H2 sẽ tạo thành ở catot, OH-sẽ di chuyển về anot.
Tại anot có hai quá trình oxi hóa có thể xảy ra:
2H
2
O -> O
2
+ 4H
+
+ 4e
2Cl
-
-> Cl
2
+ 2e
Ðối với dung dịch NaCl đậm đặc phản ứng xảy ra khi điện phân là:

2H
2
O + 2Cl
-
−> H
2
+ Cl
2
+ 2OH
-
NaOH được dùng nhiều trong công nghiệp sản xuất các chất rửa, công nghiệp giấy và sợi. Clor
được dùng làm sạch nước, sản xuất PVC. Hình 6.5. Bình điện phân dung dịch NaCl
c) Ðiện phân dung dịch H2SO4
Dung dịch axit H2SO4 phân ly theo hai nấc:


2H
2
O -> O
2
+ 4H
+
+ 4e
Do nước dễ bị oxi hóa hơn sẽ được tạo thành khi điện phân. Phản ứng xảy khi
điện phân là:
Ðiện phân dung dịch theo tỷ lệ 2:1. Do nước bị điện phân nên kết quả là
sẽ thu được dung dịch có nồng độ đặc hơn
d) Ðiện phân để tinh luyện kim loại
Ðiện cực dùng trong các quá trình điện phân trên điều là các chất dẫn điện nhưng trơ về mặt hóa
học. Nếu một kim loại hoạt động được dùng làm điện cực anot của một bình điện phân thì tại anot có thể

xảy ra quá trình oxi hóa kim loại đó.
Khi một thanh đồng được dùng làm anot khi điện phân dung dịch muối CuSO4 bị hòa tan do
phản ứng sau:
Cu -> Cu
2+
+ 2e
Quá trình oxi hóa đồng xảy ra dễ dàng hơn quá trình oxi hóa nước nên Cu bị hóa tan thành
Cu2+ , ion Cu2+ tạo ra tại anot, di chuyển đến catot và bị khử thành Cu
Cu
2+
+ 2e -> Cu
Ðồng tinh khiết tạo ra bám trên catot
Hình 6.6. Bình điện phân tinh chế đồng
Ðồng thô được tinh chế để tăng độ dẫn điện. Nếu không được tinh luyện độ dẫn điện của đồng
có thể giảm 10% và gây các nguy hiểm do dây dẫn bị nóng khi dùng để dẫn điện. Khi đồng không
nguyên chất được làm anot, các kim loại kém hoạt động như vàng, bạc không bị oxi hóa rơi xuống đáy
tạo thành bùn. Các kim loại hoạt động mạnh hơn như kẽm, sắt tan vào dung dịch dưới dạng ion. Nếu thế
điện cực được kiểm tra chặt chẽ những ion này không bị khử ở catot .
Một quá trình điện hóa dùng để tinh luyện nhôm được thực hiện bởi Hoopes.
e) Mạ điện
Tạo một lớp mỏng từ mm trên bề mặt kim loại bằng phương pháp mạ. Lớp mỏng
bao phủ bề mặt kim loại bảo vệ kim loại không bị phá hủy và còn có tác dụng trang trí. Ðồ trang sức
được mạ vàng, các vật dụng được mạ bạc.
Khi mạ bạc nếu dùng dung dịch AgNO3 riêng lẽ sẽ làm bạc bám nhanh và do đó không đều,
không dính chặt lên vật cần mạ. Người ta thường thêm để tạo phức với Ag+ nhằm làm giảm Ag+
tự do:
Nồng độ thấp của Ag+ sẽ tạo nên một lớp Ag rất mịn, dính và sáng trên vật cần mạ.
3. Quy luật điện phân
Vào năm 1832 - 1833 Micheal Faraday trình bày các thí nghiệm cho thấy rằng lượng chất thu được
tại điện cực từ một biến đổi hóa học khi điện phân phụ thuộc trực tiếp vào điện lượng đi qua bình

điện phân. Ðây chính là nội dung của định luật Faraday về điện phân.
Ðiện lượng có thể biểu diễn bằng số electron hoặc số mol electron chuyển qua bình điện phân.
Lượng chất thu được phụ thuộc vào số electron trong bán phản ứng tại điện cực và có thể biểu diễn theo
số mol chất hay số đương lượng chất .
Một đương lượng điện hóa là khối lượng của một chất, tính bằng gam, có thể kết hợp hay phóng
thích một mol electron.nghĩa là một đương lượng của chất oxi hóa kết hợp với một mol electron, một
đương lượng của chất khử phóng thích một mol electron .
Thực nghiệm thu được kết quả là một electron khử được một ion Ag+ và cần hai electron để khử
một ion Cu2+. Do đó 6,022.1023 electron khử được 6,022.1023 ion Ag+ thành Ag, khối lượng Ag tạo ra
là 107,9 gam, nghĩa là khối lượng của một đương lượng Ag có giá trị bằng khối lượng của một mol Ag.
Lập luận tương tự ta có khối lượng của một đương lượng Cu bằng 1/2 khối lượng một mol Cu.
Một Faraday là điện tích của một mol electron, do đó nếu một Faraday chuyển qua bình điện
phân nghĩa là có một mol electron chuyển qua bình điện phân và như vậy một đương lượng gam chất sẽ
bị khử tại catot hoặc bị oxi hóa tại anot.
Ðơn vị điện tích thường được sử dụng là C và A. Mối liên hệ giữa các đơn vị này như sau:
1F = 6,022.10
23
electron = 1 mol electron = 96485C
1C = điện lượng chuyển qua khi có dòng điện 1A chạy qua trong 1 giây=1A.s.

Các tính toán về điện phân có thể dựa trên mối quan hệ chuyển A thành C, rồi thành F và cuối
cùng thành mol electron. Dùng mol electron có thể tính số mol của các chất .
Ví dụ 6.7. Tính lượng đồng tạo ra từ quá trình khử Cu2+ tại catot khi dòng điện 1,600A đi qua
bình điện phân trong 1 giờ.


Phản ứng:
Ta thấy 2 mol electron sẽ tạo được 1 mol Cu, nên:

Ví dụ 6.8. Trong thực tế điện phân người ta thường sử dụng dòng điện có cường độ rất lớn.Tính

thời gian cần thiết để sản xuất 1 tấn Mg bằng cách điện phân MgCL2 nóng chảy với cường độ dòng là
150000A.
Sơ đồ giải
giờ
III. SỰ CHUYỂN HÓA NĂNG THÀNH ÐIỆN NĂNG
1. Pin Volta sơ cấp
Pin Volta, gọi đơn giản là pin, là một tế bào điện hóa trong đó phản ứng hóa học được dùng để tạo ra
dòng điện .
Các pin đơn giản đầu tiên, ví dụ pin dùng trong các đèn flash, không thể nạp điện trở lại do anot,
catot và các chất điện ly không thể trở lại trạng thái ban đầu dưới tác dụng của dòng điện ngoài. Pin
Daniel và pin khô là các ví dụ điển hình về loại này.
a) Pin Daniel
Hiện nay còn ít được sử dụng nhưng cấu tạo đơn giản của nó có thể dùng để minh họa cho dễ
hiểu . Cấu tạo của pin bao gồm một catot nhúng trong dung dịch CuSO4 bảo hòa nằm cân bằng với
CuSO4 tinh thể và anot gồm thanh kẽm nhúng trong dung dịch ZnSO4 chảy phía bên trên dung dịch
CuSO4 bảo hòa.
Khi hai kim loại được nối nhau bằng dây dẫn, electron chạy từ kim loại dễ bị oxi hóa là kẽm
sang kim loại khó bị oxi hóa hơn là đồng.
Khi nồng độ càng gia tăng thì sức điện động của pin càng giảm.
Hình 6.7. Cấu tạo pin Daniel
b) Pin khô
Pin dùng để thắp sáng quen thuộc, còn gọi là pin Leclanché, là một trong các loại pin khô. Cấu
tạo bao gồm một bình chứa bằng kẽm đóng vai trò anot và một hỗn hợp ướt của
và chất độn trơ ví dụ như mạt cưa. Hỗn hợp được phân cách giữa anot và catot bởi một giấy thấm. Khi
pin hoạt động anot kẽm bị oxi hóa thành , electron được dùng cho quá trình khử MnO2 tại catot.
Quá trình khử chưa được xác định chính xác, nhưng có thể phản ứng hợp lý là .
NH
4+
+ MnO
2

+ e -> NH
3
+ MnO(OH)
NH3 tạo thành từ phản ứng sẽ taọ phức với Zn2+
Zn
2+
+ 4NH
3
-> Zn(NH
3
)
4
2+

Quá trình tạo phức này làm giảm nồng độ và do đó giúp cho thế điện cực kẽm hầu như
không thay đổi. Ngoài ra quá trình này cũng ngăn cản quá trình tích tụ lớp cách điện NH3 tại catot, mà
ta gọi là quá trình phân cực, nó làm cho hoạt động của pin bị ngừng .
Một loại pin khô khác, còn gọi là pin kiềm cũng sử dụng kẽm và MnO2 nhưng chất điện ly là
KOH thay vì NH4Cl. Nhiều loại pin này có kích thước nhỏ được sử dụng trong máy ảnh, máy tính, đồng
hồ.
Pin Rubin-Mallory cũng là một loại pin khô dùng cho các máy trợ nghe. Cấu tạo gồm một bình
chứa bằng kẽm làm anot, điện cực Hg/HgO với bột cacbon làm catot, chất điện ly KOH. Pin tạo một thế
hiệu là 1,35V.

2. Pin Volta thứ cấp
Pin Volta thứ cấp là các loại pin có thể dùng dòng điện bên ngoài để đưa pin trở về trạng thái ban
đầu lúc pin chưa phóng điện. Các Acqui chì và pin Ni-Cd là các ví dụ về pin Volta thứ cấp.
a) Acqui chì Bình điện của các ôtô là các aqui chì. Ðiện cực là các tấm hợp kim của chì, ở dưới
dạng lưới. Phần bên này chứa PbO2, phần bên kia chứa bột Pb ở dạng xốp. Dung dịch H2SO4 loãng
đóng vai trò chất điện ly.

Khi acqui phóng điện:
- Chì bị oxi hóa thành ion, kết hợp không tan bao phủ bề mặt chì, điện
cực đóng vai trò anot.
Pb + SO
4
2-
-> PbSO
4
+ 2e
- Electron được chuyển đến và nước. Một
lần nửa ion . Ðiện cực này đóng vai
trò catot.
PbO
2
+ 4H
+
+ SO
4
2-
+ 2e -> PbSO
4
+ 2H
2
O
Sau khi phóng điện hết có thể thực hiện quá trình tích điện trở lại bằng cách áp đặt vào hai điện
cực một dòng điện có thế hiệu xác định. Lúc này acqui chì sẽ đóng vai trò bình điện phân. Các bán phản
ứng xảy ra tại các điện cực hoàn toàn tương tự nhưng ngược chiều so với ban đầu.
Phản ứng xảy ra khi acqui nạp điện và phóng điện như sau:

Do H2SO4 nặng hơn nước nên acqui chì có thể được thử bằng cách đo tỉ trọng chất điện ly.

Sức điện động tiêu chuẩn của acqui được xác định từ thế điện cực tiêu chuẩn của các điện cực:
0,36 + 1,69 = 2,05V
Khi sử dụng hiệu thế giảm chậm. Aqui 12V sử dụng trong các xe gồm 6 aqui chì.
Hình 6.10. Cấu tạo Acqui chì
b) Pin Ni- Cd Pin sử dụng trong máy tính dùng các điện cực Ni và Cd. Kim loại Cd đóng vai trò
anot, oxit Ni(VI) bị khử thành hidroxit Ni(II) tại catot. Chất điện ly là dung dịch hidroxit.
Khi phóng điện:

Phản ứng xảy ra khi pin phóng điện;

Khi nạp điện xảy ra phản ứng ngược lại.
Cuối cùng cần lưu ý rằng:
- Ðối với pin: anot mang dấu (-), catot mang dấu (+ )
- Ðối với bình điện phân ; anot mang dấu (+), catot mang dấu (-)
Tuy nhiên đối với tất cả các loại tế bào điện hóa thì:
- Anot: xảy ra quá trình oxi hóa.
- Catot: xảy ra quá trình khử.
Khi ghép một pin với một bình điện phân: Ðiện cực âm của tế bào này nối với điện cực âm của tế
bào kia, Ðiện cực dương của tế bào này nối với điện cực dương của tế bào kia.
Hình 6.11. Sơ đồ liên hệ giữa một pin với một bình điện phân
3.Pin nhiên liệu
Pin nhiên liệu là các loại pin mà các vật liệu dùng làm điện cực thường được sử dụng dưới dạng
khí, được cung cấp liên tục vào tế bào điện hóa và bị tiêu thụ để tạo dòng điện.
Một loại pin nhiên liệu thường được sử dụng trong các tàu con thoi trong không gian dựa trên
phản ứng giữa H2 và O2 tạo thành nước.
Khí H2 được khuếch tán qua anot là một điện cực xốp được phủ một một lớp xúc tác rất mịn là
Pt hoặc Pd trên bề mặt. Khí O2 được khuyếch tán qua catot cũng là một điện cực xốp bao phủ bởi oxit
cobalt, Pt hay Ag đóng vai trò chất xúc tác. Hai điện cực được ngăn cách bởi một dung dịch NaOH hay
KOH đậm đặc đóng vai tró chất điện ly.
Khí H2 khuếch tán qua anot, bị hấp thụ trên bề mặt dưới dạng H nguyên tử, phản ứng với

của chất điện ly tạo thành nước:

2H + 2OH
-
-> 2H
2
O + 2e
Electron được chuyển đến catot, O2 bị hấp thụ trên bề mặt điện cực và bị khử thành bù đắp
lượng bị phản ứng mất ở anot.
O
2
+ 2H
2
O + 4e -> 4OH
-

Phản ứng tổng là:
Rất nhiều nổ lực để tạo ra các loại pin với các loại nhiên liệu và điện cực khác, ví dụ CH4 và các
hidrocacbon.
Hiệu quả của pin nhiên liệu cao hơn các loại pin khác vì dòng điện được tạo ra trực tiếp từ nhiên
liệu mà không có sự hao phí năng lượng do nhiệt, quá trình này có thể tiêu hao 60% đến 80% năng
lượng hóa học. Pin nhiên liệu, hiện nay, tăng hiệu suất chuyển hóa từ 30% đến 40%. Mặt khác pin nhiên
liệu không gây ô nhiểm, sản phẩm chỉ là CO
2
và H
2
O.
IV. Ăn mòn điện hóa và cách ngăn ngừa
1. Ăn mòn điện hóa
Rất nhiều kim loại, đặc biệt là sắt, bị phá hủy khi tiếp xúc với không khí và nước. Hao tốn do ăn

mòn kim loại lên đến nhiều tỷ đô la hàng năm ở Mỹ.
Các khảo sát cho thấy rằng sắt không bị ăn mòn trong không khí khô và nước không có oxi hòa
tan. Nước và không khí đều tham gia và làm phức tạp quá trình ăn mòn. Sự hiện diện của chất điện ly
trong nước làm tăng tốc độ ăn mòn, đặc biệt là dung dịch axit. Nhiệt cũng làm kim loại bị ăn mòn nhanh
hơn và cuối cùng là nếu sắt tiếp xúc với kim loại kém hoạt động hơn sẽ bị ăn mòn nhanh hơn, còn nếu
tiếp xúc với kim loại hoạt động mạnh hơn sẽ bị ăn mòn chậm hơn.
Quá trình ăn mòn là một quá trình điện hóa. Khi sắt tiếp xúc với nước sắt có khuynh hướng bị
oxi hóa:
Fe -> Fe
2+
+ 2e
Electron được chuyển qua sắt đến bề mặt giọt nước, tại đây xảy ra quá trình khử oxi của không
khí:

Ion Fe2+ và OH- khuếch tán gặp và kết hợp nhau thành
Fe
2+
+ 2OH
-
-> Fe(OH)
2
Kết tủa tạo thành nhanh chóng bị oxi hóa bởi O2 không khí tạo thành rỉ sét có công
thức
Sơ đồ ăn mòn điện hóa sắt.
2. Chống ăn mòn kim loại
Nhiều phương pháp và thiết bị được sử dụng để chống hoặc làm chậm quá trình ăn mòn kim loại.
Sắt được bảo vệ khỏi bị ăn mòn bằng cách bao phủ bởi các vật liệu hữu cơ như: Sơn,mạ bôi dầu mỡ,
nhựa đường hoặc các kim loại khác như: Zn, Cu, Ni, Cr, Sn hoặc bằng men như trường hợp các bồn
tắm, chậu, tủ lạnh, máy giặt, hay bao phủ bởi lớp oxit bám dính tạo ra bằng cách cho sắt tiếp xúc với hơi
nước đun thật nóng để hình thành lớp Fe3O4.

Một số hợp kim của sắt có tính không bị phá hủy, điển hình là thép không rỉ là hợp kim của sắt
với Cr, Ni và Durrion là hợp kim của sắt với Si.
Một phương pháp khác để chống ăn mòn sắt hay thép bao gồm nhiều quá trình điện hóa phức tạp
gọi là phương pháp bảo vệ catot. Các bồn chứa bằng sắt hay thép có thể làm chậm ăn mòn bằng cách
ghép thêm các anot bằng thép không rỉ, bồn chứa đóng vai trò catot. Một dòng điện yếu được cho chạy
qua liên tục, muối có sẳn trong nước làm cho nó dẫn điện, một lượng H2 tạo ra trên bề mặt bồn chứa bảo
vệ thành bồn.
Phương pháp bảo vệ catot cũng được áp dụng với sắt, thép làm đường ống trong đất. Nếu sắt
được nối với một kim loại hoạt động hơn thông qua dây dẫn như Zn, Al, Mg, Fe sẽ đóng vai trò catot
và O2 bị khử hơn là anot mà Fe bị oxi hóa. Mức độ hoạt động khác nhau của hai kim loại tạo nên một
dòng điện giữa chúng phá hủy kim loại hoạt động mạnh hơn và do đó sắt được bảo vệ.
Ví dụ 6.9 . Khi sắt được nối với Mg:
2Mg -> 2Mg
2+
+ 4e
O
2
+ 2H
2
O + 4e -> 4OH
-

2Mg + O
2
+ 2H
2
O -> 2Mg
2+
+ 4OH
-

Sắt không bị oxi hóa, Kim loại hoạt động sẽ bị ăn mòn và phải được thay đổi thường kỳ, điều
này ít hao tốn hơn là phải thay đường ống.
TÓM LƯỢC
Trong bình điện phân năng lượng được dùng để thực hiện các biến đổi hóa học.
Trong pin biến đổi hóa học được dùng để tạo ra dòng điện.
Trong pin hay bình điện phân điện cực xảy ra quá trình oxi hóa gọi là anot, điện cực xảy ra quá
trình khử gọi là catot.
Nhiều biến đổi hóa học điển hình được thực hiện trong các tế bào điện hóa như: Ðiện phân NaCl
nóng chảy để sản xuất Na, điện phân dung dịch HCl để sản xuất H2, Cl2, điện phân dung dịch NaCl để
sản xuất H2, Cl2 và dung dịch NaOH, Các quá trình này kéo dài hay không phụ thuộc điện lượng đi
qua tế bào. 1F, tương ứng với một mol electron, khử được một đương lượng chất oxi hóa tại catot và oxi
hóa 1 đương lượng chất khử tại anot. Ðiện tích của một mol electron là 96485C, 1C là điện lượng khi
cho dòng điện 1A chạy qua trong 1 giây.
Ðiện thế cần để làm cho electron chạy từ điện cực này đến điện cực khác thông qua một dây dẫn
gọi là sức điện động của pin. Sức điện động của pin có thể xem như là tổng của thế điện cực anot và
catot.
Giá trị dương của sức điện động cho biết phản ứng xảy ra tự nhiên.
Thế điện cực tiêu chuẩn hay thế khử tiêu chuẩn là thế tính ở điều kiện tiêu chuẩn: Nồng độ ion
1M, áp suất khí 1atm, nhiệt độ 25oC. Thế của bán phản ứng oxi hóa cùng cùng giá trị với thế của bán
phản ứng khử nhưng ngược dấu.
Thế điện cực thay đổi với nồng độ của các chất và có thể tính được theo phương trình Nernst.

Biến đổi năng lượng tự do tiêu chuẩn của một phản ứng có thể tính theo sức điện động nhờ
phương trình:

Hằng số cân bằng của một phản ứng liên hệ với

Các ví dụ về pin sơ cấp là pin Daniel, loại này không thể nạp điện lại được. Acqui chì là ví dụ
pin thứ cấp, có thể nạp điện lại được.

Phản ứng oxi hóa khử xem như bao gồm hai bán phản ứng. Năng lượng tự do tiêu chuẩn và hằng số
cân bằng của phản ứng có thể tính được dựa vào thế điện cực tiêu chuẩn của hai bán phản ứng. Phản
ứng oxi hóa khử có thể được cân bằng, bằng nhiều cách khác nhau trong đó hai cách quan trọng nhất
là phương pháp thay đổi số oxi hóa và phương pháp bán phản ứng.
BÀI TẬP
1. Sự khác nhau giữa pin và bình điện phân.
2. Vai trò của cầu muối hay màng ngăn trong pin hoặc bình điện phân.
3.Vẽ sơ đồ pin, tính sức điện động tiêu chuẩn, cho biết chiều chuyển dịch của electron và ion,
xác định catot và anot, cân bằng phản ứng trong các pin dựa trên những phản ứng sau đây. Cho nồng độ
của các chất đều là 1,0M, áp suất khí là 1 atm.
a. Cr
3+
+ Cl
2
Cr
2
O
7
2-
+ Cl
-
b. Cu
2+
+ Mg Mg
2+
+ Cu
c. IO
3
-
+ Fe

2+
Fe
3+
+ I
2
d. Zn + Ag
+
Zn
2+
+ Ag
4.Vẽ sơ đồ pin dựa trên các bán pin sau. Viết và cân bằng các phản ứng xảy ra trong pin.
Catot Anot
a. Cl
2
/ Cl
-
Br
-
/ Br
2

b. IO
4
-
/ IO
3
-
Mn
2+
/ MnO

4
-

c. Ni
2+
/ Ni Al
3+
/ Al
d. Co
3+
/ Co
2+
Fe
2+
/ Fe
3+

5. Ðiện cực calomen bảo hòa thường được dùng làm điện cực so sánh trong các phép đo điện
hóa, có cấu tạo gồm thủy ngân tiếp xúc với dung dịch calomenbảo hòa, dung dịch điện ly là KCl bảo
hòa, thế điện cực tiêu chuẩn là + 0,242V. Tính sức điện động tạo thành bằng cách ghép điện cực
calomen với các điện cực sau, trong mỗi trường hợp chỉ rõ catot và anot. Giá trị thế điện cực tiêu chuẩn
của các điện cực tham khảo ở bảng giá trị thế khử tiêu chuẩn.
a. Cu
2+
/ Cu b. Fe
3+
/ Fe
2+
c.AgCl / Ag
d. Al

3+
/Al e. Ni
2+
/ Ni f. Zn
2+
/ Zn
6. Trả lời các câu hỏi sau, sử dụng số tài liệu đã được cung cấp.

7. Sắp các chất sau theo thứ tự tăng dần của tính oxi hóa.
MnO
4
-
, CrO
7
2-
, Cl
2
, Mg
2+
, Fe
2+
,Fe
3+
.
8. Sắp các chất sau theo thứ tự tăng dần của tính khử:
9. Sử dụng bảng giá trị thế khử, chọn các chất thỏa các điều kiện sau.
a. Oxi hóa được thành Hg
2+

b. Oxi hóa được

c. Khử được
d. Khử được
10. Hidro peroxit có thể đóng vai trò chất oxi hóa và khử. Viết các bán phản ứng thể hiện tính
oxi hóa và khử của Hidro peroxit. Tính thế điện cực tiêu chuẩn của phản ứng sau:
2H
2
O
2
-> 2H
2
O + O
2

11. Clo dioxit được điều chế theo phản ứng
2NaClO
2
(dd) + Cl
2
(K) -> 2ClO
2
(K) + 2NaCl (dd)
được dùng làm chất sát trùng trong qui trình sử lý nước dùng cho sinh hoạt. Sử dụng các số
liệu đã được cung cấp, tính: của phản ứng điều chế ClO
2
.
12. Thiết kế một pin điện có thể cung cấp một nguồn điện có hiệu điện thế 12V.
13. Ở điều kiện tiêu chuẩn những trường hợp nào sau đây có thể xảy ra phản ứng .
a. Thêm I2 tinh thể vào dung dịch NaCl.
b. Thổi khí Cl2 vào dung dịch NaI.
c. Nhúng một dây Ag vào dung dịch CuCl2.

d. Ðể dung dịch FeSO4 trong không khí.
14. Tính cho các phản ứng xảy ra ở câu 13.
15. Hàm lượng Mangan trong thép được xác định bằng cách chuyển hóa thánh . Ðầu tiên
hóa tan thép bằng axit nitric để tạo thành
a. Viết và cân bằng các phản ứng đã nêu.
b. Tính của các phản ứng đó.
16. Cho bán phản ứng:

Tính hằng số cân bằng cho phản ứng sau ở 25oC.

17. Phản ứng xảy ra trong acqui chì là:
Pb + PbO
2
+ 2H
+
+ 2HSO
4
- -> 2PbSO
4
+ 2H
2
O
a. Tính sức điện động ở trong các điều kiện sau:

b. Giải thích tại sao acqui hoạt động tốt vào mùa nóng hơn mùa lạnh.
18. Một dung dịch chứa ion mang điện tích 3+ được điện phân trong 10,0 phút với cường độ
dòng điện 5,00A. Ðó là ion của kim loại nào nếu lượng kim loại thu được là 1,19g.
19. Cần 2,30 phút với cường độ dòng điện 2,00A để kết tủa toàn bộ có trong 250ml dung
dịch. Tính nồng độ mol của trong dung dịch ban đầu.
20. Một dung dịch chứa 1,0M và 0,010M ở 25oC. Kim loại nào sẽ kết tủa trước tại catot

khi điện phân.