BÀI GIẢNG hóa đại CƯƠNG CHƯƠNG 6 CHIỀU PHẢN ỨNG OXY hóa – KHỬ và các QUÁ TRÌNH điện hóa

Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
Chương 6
CHIỀU PHẢN ỨNG OXY HÓA – KHỬ VÀ CÁC QUÁ
TRÌNH ĐIỆN HÓA
6.1- Phản ứng oxy hóa khử và nguyên tắc biến hóa năng thành điện năng. Pin hóa
học
Xét phản ứng oxh – kh sau đây xảy ra trong dung dịch nước:
Zn + Cu
2+
→ Zn
2+
+ Cu, ∆H
o
298
= -230 kJ
Trong phản ứng này chất khử Zn tiếp xúc trực tiếp với chất oxh Cu
2+
, nên các e
chuyển trực tiếp từ chất khử sang chất oxi hoá và năng lượng của phản ứng hóa học tỏa
ra dưới dạng nhiệt.
Nếu ta thực hiện quá trình oxi hoá Zn và sự khử Cu
2+
ở hai nơi khác nhau và
cho các e chuyển Zn sang Cu
2+
nhờ một dây dẫn điện thì sẽ tạo ra được một dòng e liên
tục, khi đó phần lớn năng lượng của phản ứng sẽ chuyển thành điện năng. Đó là quá
trình xảy ra trong các pin điện hóa.
Vây: Pin điện là dụng cụ dùng để biến hóa năng thành điện năng, dòng điện
phát sinh trong pin là do kết quả của các phản ứng xảy ra ở điện cực.
Pin điện được cấu tạo từ 2 điện cực, mỗi điện cực được nhúng trong một dung

dịch điện ly thích hợp (nhiều khi, điện cực và dung dịch điện ly tương ứng được gọi là
nửa pin). Pin điện được quy ước viết như sau:
- Cực âm (-) ghi bên trái
- Cực dương (+) ghi bên phải
- Giữa chất làm điện cực với dung dịch ghi một gạch ()
- Giữa hai dung dịch ta gạch 2 gạch song song ()
Ví dụ : ZnZnSO
4
 CuSO
4
Cu
(-) (+)
Điện cực Zn: Thanh kẽm nhúng trong dung dịch ZnSO
4
.
Điện cực Cu: Thanh đồng nhúng trong dung dịch CuSO
4
.
e
e
ZnSO
4
CuSO
4
Zn
Cu
maøng
xoáp
Hình 6.1: Sơ đồ pin Daniell
Trang 134

Chng 6: Chiu phn ng oxh kh v cỏc quỏ trỡnh iờn húa
Hai dung dch c phõn cỏch nhau bng mng xp khi b trn ln nhng
vn tip xỳc c vi nhau
Hai thanh Zn, Cu c ni vi nhau bng dõy dn kim loi.
Chỳ ý: - Nu in cc l kim loi thỡ kim loi no cú tớnh kh mnh hn úng vai trũ
cc õm, kim loi no cú tớnh kh yu hn úng vai trũ cc dng.
- Da vo th in cc: nu in cc no cú th ln hn thỡ úng vai trũ l cc
dng.
- Mt in cc khụng c nh v cc dng hay cc õm.
iu kin tiờn quyt to ra dũng in l hai in cc phi cú in th khỏc
nhau. Sau õy ta s xột cu to cỏc loi in cc.
6.2- Cỏc loi in cc
6.2.1- in cc loi 1
in cc loi 1 l in cc gm thanh kim loi hay ỏ kim tip xỳc vi dung
dch cha ion ca kim loi hay ỏ kim ú.
Kớ hiu : Me Me
n+
: kim loi
(Pt) A A
x-
: ỏ kim
Me + ne Me
n+
Phaỷn ửựng ủieọn cửùc:

x-
hay: A + xe A
Thuc loi in cc ny cũn cú ic cc hn hng. ú l in cc gm kim loi
tan trong thu ngõn tip xỳc vi dung dch cha ion ca nú v thng c ký hiu
l: (Hg) Me Me

n+
. Cỏc in cc ny thng i vi cỏc in cc hot ng mnh
nh Na, Cd, vớ d
(Hg) Na Na
+
; (Hg) Cd Cd
2+
Vớ d : in cc Zn ZnSO
4
cú phn ng in cc: Zn
2+
+ 2e Zn
(Pt) H
2
HCl cú phn ng in cc: 2H
+
+ 2e H
2
6.2.2- in cc loi 2
in cc loi 2 l in cc gm 1 thanh kim loi c ph bi hoc tip xỳc
vi mui khú tan ca kim loi ú ri nhỳng vo dung dch cha anion ca ca mui
khú tan ú.
Kớ hiu : Ax
-
MeA, Me
Vi: Me l kim loi, MeA l mui khú tan v A
x-
l ion ca mui khú tan cha
trong dung dch.
Phn ng in cc : nMeA + xne nMe + nA

x-
Hay: MeA + ne Me + A
n-
Vớ d : Ag,AgCl KCl : AgCl + e Ag + Cl
-
(Pt) Hg,Hg
2
Cl
2
KCl : Hg
2
Cl
2
+ 2e 2Hg + 2Cl
-
Trang 135
Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
6.2.3- Điện cực oxh-khử
Điện cực oxy hóa khử là điện cực gồm một thanh kim loại trơ (Au, Pt) về mặt
hóa học nhúng vào dung dịch chứa đồng thời dạng oxy hóa và dạng khử của cùng một
nguyên tố.
Trong phản ứng của điện cực chỉ có dạng oxy hóa và dạng khử thay đổi hoá trị,
còn kim loại trơ (Au, Pt) chỉ đóng vai trò dẫn điện ra ngoài.
Kí hiệu : OXH, khử  (Pt)
Phản ứng điện cực : OX + ne Red
Ví dụ : Fe
3+
, Fe
2+
 (Pt) : Fe

3+
+ 1e Fe
2+
Sn
4+
, Sn
2+
 (Pt) : Sn
4+
+ 2e Sn
2+

Các dạng oxy hóa khử không nhất thiết phải là ion mà có thể là các phân tử như
các chất hữu cơ.
Ví dụ: C
6
H
4
O
2
, H
+
, C
6
H
4
(OH)
2
 (Pt): C
6

H
4
O
2
+ 2e + 2H
+
C
6
H
4
(OH)
2

6.3- Điện thế của điện cực
Như ta đã nói ở trên, mỗi 1 điện cực sẽ có 1 điện thế nhất định, người ta thường
ký hiệu điện thế của điện cực bằng chữ: ϕ hay chữ E và được viết là:
dRe
OX
dRe
OX
E:hayϕ
Chẳng hạn:
Cu
Cu
2+
ϕ
;
Zn
Zn
2+

ϕ
;
2
Cl
Cl
−
ϕ

Điện thế của điện cực phụ thuộc vào bản chất của kim loại hay á kim, nhiệt độ
ion trong dung dịch. Trên cơ sở lý thuyết nhiệt động học, Nernst đã thiết lập được
phương trình biểu diễn sự phụ thuộc của điện thế điện cực vào nồng độ các ion sau:
Phương trình nernst :
[ ]
[ ]
dRe
OX
ln
nF
RT
0
dRe
OX
dRe
OX
+ϕ=ϕ

Trong đó: R là hằng số khí, bằng 8,314
mol.K
J
T là nhiệt độ tuyệt đối

F là hằng số Faraday, bằng 96500
mol
culong
n: số e trao đổi trong phản ứng điện cực
dRe
OX
ϕ
là thế điện cực chuẩn của điện cực, [OX] và [Red] là nồng độ (hoạt
độ) của dạng oxy hóa và dạng khử của chất tham gia phản ứng điện cực.
Ở 25
0
C, thay R, F bằng giá trị số tương ứng và chuyển logarit tự nhiên sang
logarit thập phân, phương trình Nernst ở trên chuyển thành dạng hay được sử dụng
hơn:
Trang 136
Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
[ ]
[ ]
dRe
OX
lg
n
059,0
0
dRe
OX
dRe
OX
+ϕ=ϕ
Đối với điện cực mà điện thế điện cực phụ thuộc vào nồng độ của cation như :

Điện cực loại 1 : Zn  Zn
2+
có phản ứng điện cực :
Zn
2+
+

2e Zn
Phương trình Nernst :
[ ]
[ ]
Zn
Zn
ln
F2
RT
2
0
Zn/ZnZn/Zn
22
+
+ϕ=ϕ
++
Vì [Zn] = 1 nên:
[ ]
+
+ϕ=ϕ
++
20
Zn/ZnZn/Zn

Znln
F2
RT
22

Vậy:
cation
0
dRe
OX
dRe
OX
Cln
nF
RT
+ϕ=ϕ
Đối với điện cực mà điện thế điện cực phụ thuộc vào nồng độ của ation như:
Cl
-
 Cl
2
(Pt) ; Cl
-
 Hg
2
Cl
2
, Hg (Pt)
Với điện cực loại 2 như: Cl
-

 Hg
2
Cl
2
, Hg (Pt) :
Hg
2
Cl
2
+ 2e 2Hg + 2Cl
-
Phương trình Nernst có dạng:
[ ]
[ ]
[ ]
2
22
0
Cl,Hg
ClHg
Cl,Hg
ClHg
Cl.Hg
ClHg
ln
F2
RT
2222
−
+ϕ=ϕ

−−
Vì Hg
2
Cl
2
và Hg là chất không tan nên:
[ ]
2
0
Cl,Hg
ClHg
Cl,Hg
ClHg
Cl
1
ln
F2
RT
2222
−
+ϕ=ϕ
−−
Suy ra:
[ ]
−
−ϕ=ϕ
−−
Clln
F
RT

0
Cl,Hg
ClHg
Cl,Hg
ClHg
2222
Với điện cực loại 1 như: Cl
-
 Cl
2
(Pt) :
Cl
2
+ 2e 2Cl
-
Phương trình Nernst có dạng:
[ ]
2
Cl
0
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
p
ln
F2
RT
2

22
−
+ϕ=ϕ
−−
Nếu
)atm(1p
2
Cl
=
thì:
[ ]
−
+ϕ=ϕ
−−
Cl
1
ln
F
RT
0
Cl
Cl
Cl
Cl
22
Suy ra:
[ ]
−
−ϕ=ϕ
−−

Clln
F
RT
0
Cl
Cl
Cl
Cl
22
Vậy:
ation
0
dRe
OX
dRe
OX
Cln
nF
RT
−ϕ=ϕ
Ví dụ: Tính điện thế của điện cực đồng nhúng vào trong dung dịch chứa 1,6g CuSO
4
Trang 137
Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
trong 200ml dung dịch ở 25
0
C. Biết hệ số phân ly của dung dịch CuSO
4
là 40% và
V34,0

0
Cu
2
Cu
=ϕ
+
.
Giải:
Trước hết ta phải tính nồng độ của dung dịch muối CuSO
4
:
)M(05,0
200
1000
.
160
6,1
C
4
CuSO
==

Suy ra:
)M(02,04,0.05,0
100
40
.CC
4
2
CuSO

Cu
===
+
Aùp dụng phương trình Nernst ta có:
+++
+ϕ=ϕ
222
Cu
0
Cu
Cu
Cu
Cu
Clg
2
059,0
Suy ra:
)V(358,002,0lg
2
059,0
34,0
Cu
Cu
2
≈+=ϕ
+
6.4- Sức điện động của pin điện hóa
6.4.1- Định nghĩa
Khi nối 2 điện cực của pin lại với nhau thì ta sẽ có một dòng điện. Mỗi dòng
điện sẽ ứng với một sức điện động nhất định, nghĩa là ứng với sự chênh lệch điện thế ở

2 điện cực.
Sức điện động của pin là giá trị (trị số tuyệt đối) của hiệu số điện thế lớn nhất
giữa hai điện cực của pin. Nó được tính bằng công thức:
−+
ϕ−ϕ=
p
E
Chẳng hạn như pin Jacobi – Danien: Zn  ZnSO
4
 CuSO
4
 Cu
Ta có : E
P
=
Zn
Zn
Cu
Cu
22 ++
ϕ−ϕ

[ ] [ ]






+ϕ−







+ϕ=
++
++
20
Zn
Zn
20
Cu
Cu
Znln.
F2
RT
Culn.
F2
RT
22
[ ]
[ ]
+
+
+







ϕ−ϕ=
++
2
2
0
Zn
Zn
0
Cu
Cu
Zn
Cu
ln.
F2
RT
22
[ ]
[ ]
+
+
+=
2
2
0
P
Zn
Cu

ln.
F2
RT
E
Khi tính sức điện động của pin cần chú ý những điểm sau:
Xác định điện cực dương và điện cực âm (căn cứ vào thế điện cực nào lớn hơn
thì điện cực đấy đóng vai trò là cực dương)
Điện cực dương hay âm là do tương quan giữa điện thế của từng điện cực, tuyệt
nhiên không có sự cố định điện cực dương hay âm cho bất kỳ điện cực nào.
Ví dụ: (Pt) H
2
 HCl  Cl
2
(Pt)
Trang 138
Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
Zn  ZnSO
4
 HCl  H
2
(Pt)
Cực (+) hay cực (-) không quyết định dấu (+) hay dấu (-) trong công thức tính
điện thế của điện cực.
6.4.2- Các yếu tố ảnh hưởng đến suất điện động của pin – công thức Nernst
Xét một pin sau: (Pt)  Sn
4+
, Sn
2+
 Fe
3+

, Fe
2+
 (Pt)
Phản ứng xảy ra trong pin như sau:
Sn
2+
+ 2Fe
3+
Sn
4+
+ 2Fe
2+
Giả sử pin làm việc một cách thuận nghịch nhiệt động ở áp suất và nhiệt độ
không đổi thì sự biến thiên entanpi tự do của hệ bằng công có ích lớn nhất (công điện)
mà pin có thể thực hiện được tính bằng biểu thức:
∆G = - n.F.E
P

Nếu trong pin điện hóa thực hiện một phản ứng oxy hóa khử tổng quát:
aA + bB dD + mM
Chúng ta có thể tìm được biểu thức tính E
p
như sau:
b
B
a
A
m
M
d

D
0
PP
a.a
a.a
ln.
nF
RT
EE +=
Đây là phương trình Nernst biểu diễn sự phụ thuộc của sức điện động vào nồng
độ và nhiệt độ các chất tham gia phản ứng điện hóa.
6.5- Chiều và hằng số cân bằng của phản ứng oxh – khử xảy ra trong dung dịch
nước
Trong dung dịch nước, chiều của phản ứng được xác định dựa vào công thức:
∆G = - nFE
E được xác định theo dạng sau:
2
2
1
1
kh
ox
kh
ox
E ϕ−ϕ=
ox
1
+ kh
2
ox

2
+ kh
1
Nếu: E > 0 → phản ứng xảy ra theo chiều thuận
E < 0 → phản ứng xảy ra theo chiều nghịch
E = 0 → phản ứng đạt trạng thái cân bằng
Vì, theo thế đẳng nhiệt đẳng áp ta cũng có:
b
B
a
A
m
M
d
D
0
PuPu
a.a
a.a
lnRTGG +∆=∆
Suy ra:
b
B
a
A
m
M
d
D
0

PuPu
P
a.a
a.a
ln
F.n
RT
F.n
G
F.n
G
E −
∆
−=
∆
−=
Cho nên: ở điều kiện chuẩn thì : ∆G
0
= - n.F.E
0
P
nên:
CB
0
P
Kln
nF
RT
E =
Trang 139

Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
Như vậy, khi tính được E
0
P
, E
p
ta tính được hằng số cân bằng và xác định chiều
của phản ứng xảy ra trong pin.
6.6- Sự điện phân
6.6.1- Định nghĩa
Sự điện phân là quá trình oxh – khử xảy ra trên bề mặt điện cực khi có dòng
điện một chiều đi qua hợp chất nóng chảy hoặc dd điện li.
Vậy sự điện phân là quá trình biến điện năng thành hóa năng
Ví dụ, điện phân MgCl
2
nóng chảy :
(-) Catot MgCl
2
(nc) (+) Anot
Mg
2+
+ 2e Mg

2Cl
-
- 2e Cl
2
6.6.2- Hiện tượng điện phân các chất điện li trong nước
Trong dung dịch chất điện li ngoài các ion của chất điện li còn có các ion H
+

và
OH
-
của nước. Do đó trong quá trình điện phân có thể có các ion của chất điện li hay có
thể có các ion của nước phóng điện ở các điện cực.
Quá trình nào sẽ xảy ra khi điện phân trước hết phụ thuộc vào giá trị thể khử
của các cặp oxh – khử. Điều đó có nghĩa là dạng oxh của cặp oxh – khử nào có thế khử
lớn nhất sẽ bị khử trước ở catot và dạng khử của cặp oxh – khử nào có thế khử nhỏ nhất
sẽ bị oxh ở anot.
Nhưng đây không phải là yếu tố duy nhất, mà vật liệu làm điện cực, mật độ
dòng điện, thành phần dung dịch, nhiệt độ cũng là yếu tố quan trọng ảnh hưởng đến sự
tạo ra sản phẩm khác nhau của các quá trình điện phân.
Sau đây chúng ta xét các quá trình xảy ra ở catot và anot khi điện phân.
a) Quá trình xảy ra ở anot
Khi xét quá trình xảy ra ở catot trong quá trình điện phân dung dịch chất điện li,
ta giới hạn ở những trường hợp sự khử cation kim loại Me
n+
thành Me.
Để xét xem Me
n+
hay ion H
+
của H
2
O bị

khử ở catot, trước hết ta cần so sánh thế
khử của cặp Me
n+
/Me và H

+
/H
2
.
Trong môi trường trung tính (pH = 7) ta có:
)V(413,010lg059,0
7
H
H
2
−==ϕ
−
+
Vì vậy, nếu
413,0
Me
Me
n
−>>ϕ
+
, thì trong dd trung tính ion Me
n+
bị khử ở catot
khi điện phân thành kim loại:
Me
n+
+ ne Me (tt)
Đó là những kim loại từ Sn và sau nó trong dãy thế khử chuẩn.
Ngược lại, nếu
413,0

Me
Me
n
−<<ϕ
+
, thì ion Me
n+
không bị khử mà H
+
của nước
bị khử: 2H
2
O + 2e → H
2
(k) + 2OH
-
Trang 140
Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
Đó là trường hợp của những kim loại đầu dãy thế khử chuẩn, khoảng trước
titan.
Cuối cùng những kim loại có
413,0
Me
Me
n
−≈ϕ
+
V như Zn, Cr, Fe, Cd, Ni, … thì
tùy thuộc vào nồng độ dd và điều kiện điện phân mà kim loại hay H
2

thoát ra ở catot.
b) Quá trình xảy ra ở anot trơ
Anot mà vật liệu làm ra nó không bị oxh trong quá trình điện phân là anot trơ.
Graphit, platin thường được làm anot trơ hơn cả.
Khi điện phân dung dịch kiềm, dd axit chứa oxi, cũng như dung dịch HF hay
muối của nó thì anot trơ xảy ra sự oxh tạo ra khí oxi. Tùy thuộc vào pH của dung dịch,
quá trình này xảy ra khác nhau.
Trong môi trường kiềm xảy ra quá trình oxh anion OH
-
:
4OH
-
- 4e → O
2
+ 2H
2
O
Trong môi trường trung tính xảy ra quá trình oxh H
2
O:
2H
2
O - 4e → O
2
+ 4H
+
Các anio chứa oxi của axit không có khả năng bị oxh hoặc sự oxh chúng xảy ra
ở thế rất cao. Ví dụ sự oxh ion SO
4
2-

thành ion S
2
O
8
2-
theo phương trình:
2SO
4
2-
- 2e → S
2
O
8
2-
V229,1V01,2
OH
O
SO
OS
2
2
2
4
2
82
=ϕ>>=ϕ
−
−
,
V87,2

F
F
2
=ϕ
−
còn cao hơn nữa .
Khi điện phân dung dịch của axit không chứa oxi và muối của nó (trừ HF và
muối florua) thì anion của axit bị oxh ở anot trơ. Ví dụ, khi điện phân các dd HCl, HBr,
HI và các muối của chúng thì hal tương ứng sẽ thoát ra.
Sự oxh Cl
-
khi điện phân HCl mâu thuẫn với vị trí của nó trong dãy thế khử
chuẩn:
Cl
2
+ 2e 2Cl , theá chuaån = 1,359 V
-
O
2
+ 2e + 4H
+
2H
2
O , theá chuaån = 1,229 V
Sự bất thường này liên quan tới vật liệu làm anot trơ, nó có tác dụng ngăn cản
quá trình thoát ra oxi.
c) Quá trình xảy ra ở anot tan
Anot tan là anot mà vật liệu làm ra nó bị oxh khi điện phân, nó thường được
làm bằng kim loại không trơ.
Khi điện phân với anot tan có 3 qúa trình oxh cạnh tranh nhau ở anot, đó là sự

oxh nước tạo oxi, sự phóng điện của anion chất điện li và sự oxh kim loại làm anot.
Nếu kim loại làm anot có thế khử nhỏ hơn hai cặp oxh – khử kia thì sữ quan sát thấy sự
oxh kim loại:
Me (tt) Me
n+
+ ne
Trong trường hợp ngược lại sẽ xảy ra sự thoát oxi hoặc sự oxi hóa anion chất
Trang 141
Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
điện li như đã xét ở trên.
6.6.3- Định luật điện phân
Từ những kết quả nghiên cứu, Faraday đã thiết lập được định luật điện phân sau
đây:
Khối lượng chất tạo thành ở điện cực khi điện phân tỉ lệ với khối lượng điện đi
qua chất điện phân và tuân theo công thức sau:
F.n
t.I.A
F
Q
.
n
A
m ==
Trong đó: m- khối lượng chất thoát ra ở điện cực khảo sát, g
A- số khối chất thoát ra ở điện cực khảo sát
n- số e trao đổi ở đin cực
Q- lượng điện đi qua chất điện phân, C
F- hằng số Faraday, F = 96500 C/mol
I- cường độ dòng điện, A
t- thời gian đin phân, s.

6.7. Sự ăn mòn kim loại.
Sự tự phá hủy vật liệu kim loại gây nên bởi các chất ở môi trường xung quanh
gọi là dự ăn mòn kim loại.
Sự ăn mòn kim loại thường gặp nhất là sự ăn mòn hoá học (hay còn gọi là ăn
mòn khí), sự ăn mòn điện hoá học (sự ăn mòn trong dung dịch chất điện li) và sự ăn
mòn sinh học (sự ăn mòn do kết quả hoạt động sinh tồn của nấm và ai sinh vật trên bề
mặt vật kim loại).
Sự ăn mòn hóa học do tác dụng trực tiếp của các chất khí khô có ở môi trường.
Sự ăn mòn này xảy ra ở nhiệt độ cao hơn mức bình thường.
Sự ăn mòn trong không khí ẩm, trong dung dịch chất điện li là sự ăn mòn điện
hoá. Sự ăn mòn điện hoá có thể tạo thành các sản phẩm không tan, như gỉ sắt, hoặc
chuyển kim loại vào dung dịch dưới dạng ion.
Nguyên nhân của sự ăn mòn điện hoá là do kim loại không nguyên chất. Những
kim loại này ở trong không khí ẩm hay trong môi trường nước có hoà tan chất điện li sẽ
tạo thành những pin điện hoá.
Ví dụ: quá trình tạo gỉ sắt trong không khí ẩm:
Fe → Fe
2+
+ 2e
2
1
O
2
+ 2e + H
2
O → 2OH
-
Sau đó: Fe
2+
+ 2OH

-
→ Fe(OH)
2
4Fe(OH)
2
+ O
2
+ 2H
2
O → 4Fe(OH)
3
2Fe(OH)
3
→ Fe
2
O
3
+ 3H
2
O
Trang 142
Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
→ Fe
2
O
3
là thành phần chính của quá trình gỉ sắt.
Ví dụ: Ăn mòn điện hoá :
Thí nghiệm :
H

2
SO
4
anod
catod
Zn
Cu
H
+
V
Hiện tượng:
kim vôn kế lệch sang 1 bên .
Lá Zn (cực âm) bị ăn mòn nhanh trong dung dịch .
Bọt H
2
thoát ra từ lá Cu (cực +) .
Giải thích:
Lá Zn bị ăn mòn nhanh vì : Zn - 2e = Zn
2+
Các e của Zn di chuyển từ lá Zn sang lá Cu , qua dây dẫn làm kim vôn kế lệch.
Ion H
+
trong dd axit chuyển về lá Cu , nhận e của Zn và giải phóng ra hiđro :
2H
+
+ 2e → H
2
↑
⇒ Zn bị ăn mòn điện hoá nhanh trong dung dịch và tạo ra dòng điện .
Vậy, Ăn mòn điện hoá là sự phá huỷ kim loại do kim loại tiếp xúc với dung

dịch chất điện li tạo ra dòng điện .
Ăn mòn sinh học xảy ra ở những nơi vật liệu kim loại tiếp xúc với vật liệu
không phải là kim loại, nhưng là môi trường dinh dưỡng cho các loài nấm và vi sinh
vật. Trong quá trình sống các vi sinh vật bài tiết ra các axít hữu cơ tạo điều kiện cho sự
ăn mòn. Sự ăn mòn đường ống trong lòng đất là trường hợp nghiêm trọng nhất của ăn
mòn sinh học vì đó là nơi có điều kiện thuận lợi cho vi sinh vật phát triển.
Để bảo vệ các vật kim loại khỏi bị ăn mòn, người ta sử dụng các phương pháp
khác nhau. Nhưng quan trọng nhất là các phương pháp sau:
- Dùng các hợp kim bền đối với môi trường (thép không gỉ có ứng dụng rộng rãi
nhất: khoảng 18%Crom, 10%Niken).
- Bảo vệ bề mặt kim loại bằng các chất phủ (có thể là kim loại, sơn men,
nhựa, ).
- Xử lý môi trường ăn mòn (dùng các chất ức chế ăn mòn).
- Phương pháp điện hoá: Phương pháp bảo vệ Catốt và phương pháp Protector.
Để chống ăn mòn sinh học, người ta trộn các chế phẩm có tính chống nấm,
chống vi sinh vật.
Trang 143
Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP
6.1: Viết phương trình phản ứng xảy ra ở điện cực và tính thế điện cực sau:
a) Cd  Cd
2+
(a = 0,1) ;
V
Cd
Cd
403,0
0
2
−=

+
ϕ
b) (Pt) Cl
2
 Cl
-
(a = 0,01) ;
V36,1
0
Cl
Cl
2
=ϕ
−
c) Ag, AgBr  Br

(a = 0,005) ;
V0711,0
0
Br,Ag
AgBr
=ϕ
−

d) (Pt) Sn
4+
(a = 0,001), Sn
2+
(a = 0,02) ;
V15,0

0
Sn
Sn
2
4
=ϕ
+
+
6.2: Viết phương trình phản ứng xảy ra trong pin sau:
1) Cu  CuCl
2
 AgCl, Ag
2) (Pt) H
2
 HCl  Hg
2
Cl
2
, Hg (Pt)
3) (Pt) H
2
 H
2
SO
4
 Ag
2
SO
4
, Ag

4) (Pt)  Fe
3+
, Fe
2+
 MnO
4
-
, Mn
2+
, H
+
 (Pt)
5) (Pt)  Fe
3+
, Fe
2+
 Br
-


AgBr, Ag
6) Pb, PbSO
4
 CuSO
4
 Cu
7) Pb, PgI
2
(rắn)  KI  AgI, Ag
6.3: Viết sơ đồ pin điện ứng với các phản ứng sau:

1) Zn + Cu
2+
aq
= Cu + Zn
2+
aq
2) Ce
4+
aq
+ Fe
2+
aq
= Ce
3+
aq
+ Fe
3+
aq
3) Ag
+
aq
+ Cl
-
aq
= AgCl
4) Zn + Cl
2
= ZnCl
2 aq
5) Zn + 2Fe

3+
= Zn
2+
2Fe
2+
6.4: Tính ∆G
0
của phản ứng xảy ra ở 25
0
C:
Zn + Cu
2+
Zn
2+
+ Cu
Biết thế điện cực chuẩn của kẽm và đồng bằng -0,763 và 0,337V.
6.5: Ở 25
0
C sức điện động của pin điện:
(Pt) Hg, Hg
2
Cl
2
 KCl 1M AgNO
3
 Ag
bằng 0,236V.
a) Viết các phản ứng điện cực và phản ứng tổng quát
b) Xác đinh thế của điên cực bạc, biết ϕ
Cal

= 0,281 V.
6.6: Thiết lập pin rồi tính sức điện động từ các điện cực sau:
Trang 144
Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
Ag, AgBr  Br
-
( 0,34M) ϕ
0
= 0,0713 V
(Pt)  Fe
3+
(0,1M), Fe
2+
(0,02M) ϕ
0
= 0,771 V
6.7: Sức điện động của pin điện gồm điện cực Calomen bão hòa và điện cực hidro chứa
một dung dịch axit ở 18
0
C, bằng 0,332V. ở 18
0
C thế của điện cực của calomen bão hòa
bằng 0,25V. Xác định pH của dung dịch?
6.8: Cho thế khử chuẩn của 2 điện cực
Cu
Cu
2+
và
Cu
Cu

+
bằng 0,52 và 0,337V. Xác
định thế khử chuẩn của điện cực ứng với cặp oxy hóa khử
+
+
Cu
Cu
2
.
6.9: Cho thế điện cực của ba cặp oxy hóa - khử liên hợp sau:
I
2
+ 2e → 2I
-

V536,0
I
I
2
=ϕ
−
Cl
2
+ 2e → 2Cl
-

V359,1
Cl
Cl
2

=ϕ
−
Fe
3+
+ 1e → Fe
2+

V771,0
2
3
Fe
Fe
=ϕ
+
+
Viết phản ứng xảy ra?
6.10: Viết sơ đồ điện phân của các dung dịch sau:
a) NaCl
b) CuSO
4
c) Cu(NO
3
)
2
và NaCl
d) NaNO
3
, Fe(NO
3
)

3
, Cu(NO
3
)
2
, AgNO
3
Trang 145
Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
BÀI TẬP TRẮC NGHIỆM
Câu 1: Cho pin điện: Zn ZnCl
2
 AgCl, Ag. Vậy phản ứng xảy ra trong pin là:
A. 2Ag + ZnCl
2
→ 2AgCl + Zn
B. 2AgCl + Zn → 2Ag + ZnCl
2
C. 2Ag + Zn
2+
→ 2Ag
+
+ Zn D. Tất cả đều sai
Câu 2: Cho pin điện: Ag, AgCl KCl AgNO
3
Ag . Vậy phản ứng xảy ra trong pin
là:
A. Ag
+
+ Cl

-
→ AgCl B. AgCl → Ag
+
+ Cl
-
C. Ag + KCl → AgCl + K D. Tất cả đều sai
Câu 3: Biết thế khử tiêu chuẩn của cặp oxy hóa khử liên hợp: Cu
2+
+ 2e → Cu,
V,
Cu
Cu
3370
2
=ϕ
+
. Vậy thế điện cực của đồng nhúng vào dd CuSO
4
0,01M ở 25
0
C ứng
với giá trị nào sau đây?
A. 0,278V B. 0,396V C. -0,278V D. -0,396V
Câu 4: Cho sơ đồ pin điện sau ở 25
0
C:
Sn Sn
2+
0,25M  Ag
+

0,05M  Ag, có
V,E
p
940
0
=
Vậy, sưc điện động của pin trên là:
A. 0,8V B. 0,881V C. 0,92V D. 0,98V
Câu 5: Cho thế tiêu chuẩn của hai cặp oxy hóa - khử liên hợp:
Fe
3+
+ 1e → Fe
2+
,
V,
Fe
Fe
7710
2
3
=ϕ
+
+

và Cu
2+
+ 2e → Cu,
V,
Cu
Cu

3370
2
=ϕ
+
Phản ứng nào sau đây diễn ra tự phát:
A. 2Fe
3+
+ Cu → 2Fe
2+
+ Cu
2+
B. 2Fe
3+
+ Cu
2+
→ 2Fe
2+
+ Cu
C. 2Fe
2+
+ Cu
2+
→ 2Fe
3+
+ Cu
D. 2Fe
2+
+ Cu → 2Fe
3+
+ Cu

2+
Câu 6: Biết thế khử tiêu chuẩn của cặp oxy hóa - khử liên hợp sau:
Ag
+
+ 1e → Ag,
V,
Ag
Ag
7990
0
=ϕ
+

và Zn
2+
+ 2e → Zn,
V,
Zn
Zn
7630
0
2
−=ϕ
+
Trong các giá trị cho dưới đây, giá trị nào phù hợp với sức điện động tiêu chuẩn của pin
có sơ đồ: Zn Zn
2+
(1M) Ag
+
(1M) Ag:

A. 0,036V B. 1,562V C. –0,036V D. –1,562V
Trang 146
Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
Câu 7: Trong các giá trị cho dưới đây, giá trị nào ứng với hằng số cân bằng của phản
ứng oxy hóa - khử sau ở 25
0
C:
2Fe
3+
+ 2I
-
2Fe
2+
+ I
2
Cho biết:
V,
Fe
Fe
7710
0
2
3
=ϕ
+
+
và
V,
I
I

5360
0
2
=ϕ
−
A. K
CB
= 8,9.10
7
B. K
CB
= 8,9.10
8
C. K
CB
= 1,42.10
9
D. Kết quả khác
Câu 8: Phản ứng hoá học sau đây :
2Fe
2+
(dd) + Cl
2
(k) → 2Fe
3+
(dd) + 2Cl
-
(dd)
tương ứng với sơ đồ pin điện nào dướI đây:
A. (Pt)  Fe

2+
, Fe
3+
(dd) Cl
-
(dd) Cl
2
(k) (Pt)
B. (Pt) Cl
2
(k) Cl
-
(dd)  Fe
2+
, Fe
3+
(dd) (Pt)
C. Fe
2+
(dd) Fe
3+
(dd) Cl
-
(dd) Cl
2
(k)
D. Không có pin điện nào trong 3 pin điện ký hiệu ở a, b, c.
Câu 9: Cho thế điện cực của ba cặp oxy hóa - khử liên hợp sau:
I
2

+ 2e → 2I
-

V,
I
I
5360
2
=ϕ
−
Cl
2
+ 2e → 2Cl
-

V,
Cl
Cl
3591
2
=ϕ
−
Fe
3+
+ 1e → Fe
2+

V,
Fe
Fe

7710
2
3
=ϕ
+
+
Phản ứng nào dưới đây tự phát:
A. 2Fe
3+
+ 2Cl
-
→ 2Fe
2+
+ Cl
2
B. I
2
+ 2Cl
-
→ 2I
-
+ Cl
2
C. 2Fe
3+
+ 2I
-
→ 2Fe
2+
+ I

2
D. 2Fe
2+
+ I
2
→ 2Fe
3+
+ 2I
-
Câu 10: Cho suất điện động của pin sau ở 25
0
C bằng 0.303V :
(Pt) H
2
 NH
4
+
0,1M  H
3
O
+
1M  H
2
(Pt )
Áp suất của H
2
ở 2 điện cực đều bằng 1atm .Xác định K
a
(NH
4

+
).
A. 1,5.10
-4
B. 1,6.10
-5
C. 10
-6
D. Kết quả khác
Câu 11:.Có pin sau ở 25
0
C :
(Pt)  Fe
3+
0,1M, Fe
2+
0,2M Fe
3+
0,2M, Fe
2+
0,1M  (Pt )
Tính
0
G∆
của phản ứng xảy ra trong pin, biết thế điện cực chuẩn của Fe
3+
/ Fe
2+
là
0,77V:

A. 0 kJ B. 10
-4
kJ C. 0,77 kJ D. Kết quả khác
Câu 12: Cho pin với sơ đồ sau:
Trang 147
Chương 6: Chiều phản ứng oxh – khử và các quá trình điên hóa
(Pt) H
2
(p=1atm)  HCl 0,15M  Hg
2
Cl
2
, Hg (Pt)
Ở 25
0
C thế điện cực chuẩn của calomen là 0,2681V. Hãy tính suất điện động
của pin:
A. 0,33V B. 0,286V C. 2,13V D. Kết quả khác
Câu 13: Suất điện động của mạch gồm điện cực calomen và điện cực H
2
nhúng vào
dung dịch nghiên cứu ở 25
0
C là 0,562V. Biết thế điện cực chuẩn của calomen bão hoà
ở nhiệt độ đó là 0,242V. Vậy pH của dung dịch trong pin là :
A. 2 B. 3 C. 4 D. Kết quả khác
Câu 14: Khi điện phân hoàn toàn dung dịch AgNO
3
thì chất thoát ra sau cùng ở catot
là:

A. Ag B. O
2
C. H
2
D. HNO
3
.
Câu 15: Cho dd chứa các ion Na
+
, K
+
, Cu
2+
, Cl
-
, SO
4
2-
, NO
3
-
. Các ion nào không bị điện
phân khi ở trạng thái dd:
A. Na
+
, K
+
, Cl
-
, SO

4
2-
. B. K
+
, Cu
2+
, Cl
-
, NO
3
-
.
C. Na
+
, K
+
, Cl
-
, NO
3
-
. D. Na
+
, K
+
, SO
4
2-
, NO
3

-
.
Câu 16: Cho 4 dung dịch muối: CuSO
4
, K
2
SO
4
, NaCl, KNO
3
dung dịch nào sau đây khi
điện phân cho ra một dung dịch axit (điện cực trơ) :
A. CuSO
4
B. K
2
SO
4
, C. NaCl D. KNO
3
Câu 17: Điện phân dung dịch chứa NaCl, HCl có thêm vài giọt quỳ. Màu của dung
dịch sẽ biến đổi như thế nào trong quá trình điện phân:
A. đỏ sang tím B. đỏ sang tím rồi xanh
C. đỏ sang xanh D. chỉ một giọt màu đỏ.
Câu 18: điện phân dung dịch chứa CuSO
4
, MgCl
2
có cùng nồng độ mol với điện cực
trơ. Hãy cho biết những chất gì lần lượt xuất hiện bên catot và bên anot

A. Catot: Cu, Mg; anot: Cl
2
, O
2
B. Catot: Cu, Mg; anot: Cl
2
, H
2
C. Catot: Cu, H
2
; anot: Cl
2
, O
2
D. Catot: Cu, Mg; anot:O
2
Câu 19: Ðiện phân dung dịch KCl bão hoà, sau một thời gian điện phân dung dịch có
môi trường:
A. axit B. kiềm C. trung tính D. Không xác định được.
Câu 20: Cho biết thế chuẩn ở 25
oC
của các cặp oxy hóa khử sau:
MnO
2
+ 4H
+
+ 2e → Mn
2+
+ 2H
2

O ϕ
o
1
= 1,233V
MnO
4
-
+ 4H
+
+ 3e → MnO
2
+ 2H
2
O ϕ
o
2
= 1,690V
Tính thế chuẩn ở 25
oC
(ϕ
o
3
) của cặp MnO
4
-
/Mn
2+
:
A. 0,46V B. -0,46V C. 0,42V D. Kết quả khác
Trang 148