BÀI GIẢNG CHƯƠNG 8 ĐIỆN HÓA HỌC

Chương 8
Chương 8
ĐIỆN HÓA HỌC
ĐIỆN HÓA HỌC
Cu
Cu
2+
2+


(dd) +
(dd) +
Zn(r)
Zn(r)

⇌


Cu(r)
Cu(r)
+
+
Zn
Zn
2+
2+


(dd)
(dd)

Zn - 2e- ⇌ Zn2+
+2
0
0 +2
Cu
2+
+ 2e
-
⇌Cu
Chất oxyhoá
Chất bị khử
Chất khử
Chất bị oxyhoá
OXH
1
+ ne ⇌ KH
1
KH
2
- ne ⇌ OXH
2
Quá trình khử
Điện cực : Catod
Quá trình oxyhoá
Điện cực : Anod
OXH
1
+ KH
2

⇌ KH
1
+ OXH
2
Dạng OXH
lh
có tính OXH↑
Dạng KH
lh
có tính khử ↓
Các loại phản ứng oxyhoá khử
Các loại phản ứng oxyhoá khử
Phản ứng giữa chất OXH khác chất KH
2Ag+(dd) + Cu 2⇌ Ag + Cu2+
Phản ứng oxyhoá khử nội phân tử
AgNO
3
(r) Ag (r) + NO (k) + O⇌
2
(k)
Phản ứng tự oxyhoá khử (pư dị phân )
Cl
2
(k) + H
2
O (l) HClO (dd) + HCl (dd)⇌
Cân bằng phản ứng oxy hóa - khử
Cân bằng phản ứng oxy hóa - khử.
Nguyên tắc chung:
Bảo toàn: điện tích , điện tử, nguyên tử.

Nếu dạng KH và dạng OXH có số oxy khác nhau sẽ có
sự tham gia của môi trường
Môi trường axit : dư oxy + 2H
+
= thiếu oxy + H
2
O
Môi trường trung tính: dư oxy + H
2
O = thiếu oxy + 2OH
-
thiếu oxy + H
2
O = dư oxy + 2H
+
Môi trường kiềm : dư oxy + H
2
O = thiếu oxy + 2OH
-
Cách tiến hành phản ứng oxyhoá khử
Cách tiến hành phản ứng oxyhoá khử
Trực tiếp - chất OXH tiếp xúc KH
Hoá năng pư → nhiệt năng
Gián tiếp – chất OXH không
tiếp xúc trực tiếp với chất KH
Hóa năng pư → điện năng
Cu(s) + 2 Ag+(aq) > Cu
Cu(s) + 2 Ag+(aq) > Cu
2+(
2+(

aq) + 2Ag(s)
aq) + 2Ag(s)
∆G < 0
Thế điện cực
Thế điện cực
M
n+
(dd)+ne ⇌ M(r)
Điện cực kim loại M|M
n+
(dd)
∆G = -neN
A
ϕ = - nFϕ
ϕ- thế điện cực – thế khử
ϕ càng dương → M
n+
có tính oxy hoá càng mạnh
→ M có tính khử càng yếu
ϕ càng âm M →M
n+
có tính oxyhoá càng yếu
→M có tính khử càng mạnh
+
+
+
-
-
-
_

_
_
+
+
+
Cu
2+
/Cu
Zn
2+
/Zn
ϕ
0
(Zn
2+
/Zn) < ϕ
0
(Cu
2+
/Cu)
ϕ
0
- thế điện cực tiêu chuẩn
– thế khử chuẩn
Mật độ e trên thanh Zn
nhiều hơn thanh đồng
∆G
0
= - nFϕ
0

a. Điện cực kim loại.
d. Điện cực oxy hóa - khử.
b. Điện cực kim loại phủ muối
c. Điện cực khí
AgAgCl Cl
-
(dd)
Pt H
2
H
+
(dd)
Pt  Fe
2
+(dd), Fe
3+
dd)
Zn Zn
2+
(dd)
CÁC LOẠI ĐIỆN CỰC
CÁC LOẠI ĐIỆN CỰC
Zn
2+
(dd)

+2e ⇌ Zn
AgCl +1e ⇌ Ag

+ Cl

-
(dd)
2H
+
(dd) +2e ⇌ H
2
Fe
3+
(dd) +1e ⇌ Fe
2+
(dd)
CẤU TẠO VÀ HOẠT ĐỘNG NGUYÊN TỐ GANVANIC
CẤU TẠO VÀ HOẠT ĐỘNG NGUYÊN TỐ GANVANIC
SO
4
2-
Zn
2+
Mật độ e
trên thanh
Zn nhiều
hơn thanh
đồng
ϕ
0
(Zn
2+
/Zn) < ϕ
0
(Cu

2+
/Cu)
Zn
2+
(dd)

+2e ⇌ Zn Cu
2+
(dd) +2e ⇌ Cu
e → Zn sang Cu
← →
Zn + Cu
2+
(dd) = Zn
2+
(dd) + Cu
KÝ HIỆU NGUYÊN TỐ GANVANIC
KÝ HIỆU NGUYÊN TỐ GANVANIC
(-) Zn | Zn
2+
(dd) || Cu
2+
(dd) | Cu (+)
(-) M
1
| M
1
n
+(dd)|| M
2

n
+(dd)| M
2
(+)
Quá trình khử
Catod(+)
Quá trình oxyhoá
Anod (-)
ϕ
-
< ϕ
+
Zn -2e → Zn
2+
(dd)
Cu
2+
(dd)

+2e

→ Cu
E
pin
= ϕ
+
- ϕ
-
= ϕ
Cu

- ϕ
Zn
Điện cực Hydro tiêu chuẩn
Điện cực Hydro tiêu chuẩn
Pt | H
2
| H
+
(dd)
ϕ
0
H
+
/ H2
= 0 ; [H
+
] =1mol/l
P
H2
=1atm
Cách xác định thế điện cực
Cách xác định thế điện cực
Thế điện cực của một điện cực bất kỳ bằng thế hiệu của nó so với điện cực Hydro
tiêu chuẩn.
E
0
= ϕ
0
đc
- ϕ

0

hydro
E
0
= ϕ
0
đc
ϕ
ϕ
0
0
(
(


Cu
Cu
2+
2+
/Cu) = 0,34V
/Cu) = 0,34V
ϕ
ϕ
0
0
( Zn
( Zn
2+
2+

/Zn) = - 0,76V
/Zn) = - 0,76V
EOS
Thế điện cực tiêu chuẩn ở 25
Thế điện cực tiêu chuẩn ở 25
0
0
C
C
EOS
Phân loại các chất oxy hoá khử
Phân loại các chất oxy hoá khử
Phân loại Khoảng thế Ví dụ
Chất OXH mạnh > 1,5V MnO
4
-
,O
3
, F
2
Chất OXH trung bình +1,0V +1,5V CrO
4
2-
, MnO
2
,Cl
2
Chất OXH yếu +0,5V +1,0V I
2
, Fe

3+
, Ag
+
Chất khử yếu ±0V …+0,15V Sn
2+
, Cu , HI
Chất khử trung bình -0,5V…. ± 0V H
2
S , Fe , H
2
Chất khử mạnh < - 0,5V Na , Al , Zn
ỨNG DỤNG :Lập pin trong đó xảy ra các phản ứng sau
Cd (r) + Cu2+ (dd) = Cd2+ (dd) + Cu (r)
H
2
(k) + Cl
2
(k) = 2HCl (dd)
Zn (r ) + 2Fe
3+
(dd) = Zn
2+
(dd) + 2Fe
2+
(dd)
2H
+
(dd) + 2Hg(l) +2Cl
-
(dd) = H

2
(k) + Hg
2
Cl
2
(r)
ỨNG DỤNG :Lập pin trong đó xảy ra các phản ứng sau
Cd (r) + Cu2+ (dd) = Cd2+ (dd) + Cu (r)
(-) Cd | Cd
2+
(dd) || Cu
2+
(dd) | Cu(+)
H
2
(k) + Cl
2
(k) = 2HCl (dd)
(-) Pt, H
2
| H
+
(dd) || Cl
-
(dd) | Cl
2
, Pt (+)
Zn (r ) + 2Fe
3+
(dd) = Zn

2+
(dd) + 2Fe
2+
(dd)
(-) Zn | Zn
2+
(dd) || Fe
3+
(dd), Fe
2+
(dd) | Pt (+)
2H
+
(dd) + 2Hg(l) +2Cl
-
(dd) = H
2
(k) + Hg
2
Cl
2
(r)
(-) Pt,Hg | Hg
2
Cl
2
| Cl
-
(dd) | | H
+

(dd) | H
2
, Pt (+)
aKH
1
+ bOXH
2
 cOXH
1
+ dKH
2
∆G = - A
max
’ = -qE =-n (e.N
A
)E = -nFE (thuận nghịch)
b
2
a
1
d
2
c
1
0
OXHKH
KHOXH
lnRTGG +∆=∆

∆G

0
= -nFE
0


b
2
a
1
d
2
c
1
0
OXHKH
KHOXH
ln
nF
RT
EE −=
Sức điện động của nguyên tố Ganvanic
+ne
-ne
e = 1,6.10
-19
[C]
N
A
= 6,02.10
23

F = 96500 [C/mol]
∆G [J]
R= 8,314 [J/mol.K]
ba
dc
OXHKH
KHOXH
n
EE
21
21
0
lg
059,0
−=
ở 25
0
C
Quan hệ giữa hằng số cân bằng và
Quan hệ giữa hằng số cân bằng và
sức điện động tiêu chuẩn
sức điện động tiêu chuẩn
KlnRTFnEG
00
−=−=∆
RT
FnE
Kln
0
=

059,0
nE
Klg
0
=
F = 96500[C/mol]
R=8,314 [J/mol.K]
T [K]
Ln = 2,303.lg
ở 25
0
C

Phương trình Nernst.
[ ] [ ]
[ ] [ ]
y
kh
b
x
oxh
a
0
kh/oxhkh/oxh
MTKH
MTOXH
ln
nF
RT
+ϕ=ϕ

a OXH + ne + x[MT
oxh
] b ⇌ KH + y[MT
kh
]
∆G = -nFϕ ; ∆G
0
= -nFϕ
0

[ ] [ ]
[ ] [ ]
y
kh
b
x
oxh
a
khoxhkhoxh
MTKH
MTOXH
n
lg
059,0
0
//
+=
ϕϕ
Thế điện cực ( thế khử ) là thông số cường độ.
ở 25

0C
Thế điện cực phụ thuộc :
a OXH + ne + x[MT
oxh
] b ⇌ KH + y[MT
kh
]
Bản chất cặp OXH/KH và bản chất dung môi
Nồng độ chất OXH và chất KH
Nhiệt độ
Môi trường
Ảnh hưởng chất tạo phức và tạo kết tủa
[ ] [ ]
[ ] [ ]
y
kh
b
x
oxh
a
0
kh/oxhkh/oxh
MTKH
MTOXH
ln
nF
RT
+ϕ=ϕ
[KH] ↑ → ϕ ↓ → tính oxh ↓ → tính khử ↑
OXH + …. → Phức (kết tủa) →[OXH] ↓ → ϕ ↓ →

tính oxh ↓ → tính khử ↑
KH + …. → Phức (kết tủa) →[KH] ↓ → ϕ ↑ → tính
oxh ↑ → tính khử ↓
[OXH] ↑ → ϕ ↑ → tính oxh ↑ → tính khử↓
[ ] [ ]
[ ] [ ]
y
kh
b
x
oxh
a
0
kh/oxhkh/oxh
MTKH
MTOXH
ln
nF
RT
+ϕ=ϕ
Thế khử và thế oxyhoá
Thế khử và thế oxyhoá
Quá trình khử OXH + ne ⇌ KH
∆G = -nFϕ(kh)
Quá trình oxyhoá KH - ne ⇌ OXH
∆G’ = -nFϕ(oxh)
∆G = - ∆G’ → ϕ (oxh) = - ϕ(kh)