Phân loại và cách giải một sốbài tập vềpin điện hóa phục vụ cho việc bồi dưỡng học sinh giỏi

BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO
TRƯỜNG PT VÙNG CAO VIỆT BẮC

CHUYÊN ĐỀ:
Phân loại và cách giải một số bài tập về pin điện
hóa phục vụ cho việc bồi dưỡng học sinh giỏi
MÃ: H08

Người thực hiện: Hoàng Thị Thiên Hương
Giáo viên tổ: Lý – Hóa – Sinh
Trường: PT Vùng Cao Việt Bắc

Năm học: 2014 - 2015
1


A. MỞ ĐẦU
I. Lý do chọn chuyên đề
Một trong những nội dung cơ bản, quan trọng của phần điện hoá học là pin
điện, sức điện động của pin và thế điện cực chuẩn của kim loại. Những kiến thức đó
giúp ta giải thích nhiều vấn đề trong thực tiễn như sự ăn mòn kim loại, khả năng
phản ứng của kim loại khác nhau với dung dịch axit, dung dịch muối...Mặt khác, nó
còn giúp ta biết cách thiết lập các cặp pin có khả năng hoạt động tốt, xác định được
sức điện động của pin.

II. Mục đích của đề tài
Trong những năm qua, đề thi học sinh giỏi thường hay đề cập tới phần pin
điện dưới nhiều góc độ khác nhau. Tuy nhiên, trong sách giáo khoa phổ thông, do
điều kiện giới hạn về thời gian nên những kiến thức trên chỉ được đề cập đến một
cách sơ lược. Qua thực tin ôn luyện đội tuyển học sinh giỏi tôi đã nghiên cứu, chọn
lựa và hệ thống những kiến thức lí thuyết cơ bản, trọng tâm, những bài tập điển hình

để soạn ra một chuyên đề giảng dạy về pin điện giúp cho học sinh hiểu sâu và vận
dụng được tốt những kiến thức trên vào việc giải các bài tập. Do vậy, tôi đã xây
dựng chuyên đề: “Phân loại và cách giải một số bài tập về pin điện hóa phục vụ
cho việc bồi dưỡng học sinh giỏi”

III. Phương pháp thực hiện
- Nghiên cứu lí thuyết về các quá trình oxi hóa, quá trình khử ở các điện cực,
sự vận dụng lý thuyết phản ứng oxi hóa – khử trong giảng dạy hoá học ở trường
phổ thông và các trường chuyên. Xét các mối quan hệ giữa các loại phản ứng khác
nhau có liên quan đến phản ứng oxi hóa – khử.
- Điều tra thu thập các tài liệu có liên quan đến phản ứng oxi hóa – khử qua
hệ thống sách giáo khoa, sách bài tập phổ thông, các đề thi tuyển sinh vào các
trường đại học và cao đẳng, các đề thi học sinh giỏi các tỉnh, đề thi học sinh giỏi
2


Quốc gia vòng một và vòng hai, tài liệu Olympic Việt Nam – Quốc tế, tài liệu chuẩn
bị cho thi Olympic Quốc tế và một số tài liệu khác.
- Phân tích có chọn lọc các bài tập trong sách giáo khoa, các đề thi học sinh
giỏi và một số bài đề xuất thêm để phân loại đánh giá các bài tập về phản ứng trong
pin điện.

3


B. NỘI DUNG
I. CƠ SỞ LÝ THUYẾT:
1. Điện cực và thế điện cực
1.1. Quy ước về thế điện cực:
+ Thế khử (xảy ra quá trình khử)<Eox/kh>: ox + ne ⇌ kh

+ Thế oxi hoá (xảy ra quá trình oxi hoá)< Ekh/ox>: kh ⇌ ox + ne
1.2. Phương trình tính Eox/kh:
Quá trình khử: a.ox + ne + bB + .... ⇌ l.kh + mM + ...
Theo phương trình Nec (Nernst):
l
m
E = E0ox/kh - (0,0592/n)lg [kh]a.[M]b . ...
[ox] .[B] . ...
2. Các loại điện cực và thế điện cực
2.1. Điện cực loại I:
Là một hệ điện hoá gồm một kim loại tiếp xúc với một dung dịch chứa ion
kim loại (Mn+) hoặc ion phức của kim loại.
Đây là hệ điện hóa dạng khử đóng vai trò là điện cực được nhúng trong dung
dịch chứa ion kim loại hoặc ion kim loại tồn tại bởi ion phức.
- Điện cực kim loại M nhúng trong dung dịch chức ion Mn+:
M M+ (CM)
- Điện cực kim loại M nhúng trong dung dịch chức ion [M(L)m] n+:
M [M(L)m] n+ (CM)
2.2. Điện cực loại II:
Là một hệ điện hóa gồm một kim loại bị bao phủ một hợp chất khó tan (muối
hoặc hiđroxit hoặc oxit) nhúng vào một dung dịch chứa anion của hợp chất khó tan
đó: M, MA A(C) .
Ví dụ 1: Điện cực Ag, AgCl KCl(C). Cho Ks = 10-10, EoAg+/Ag = 0,799V. Tính
EoAgCl/Ag và EAgCl/Ag khi C = 2M.
4


Hướng dẫn:
* Tính EoAgCl/Ag:
+ Tính theo tổ hợp cân bằng:

Ag+ + e ⇌ Ag

K1 = 100,799/0,0592

AgCl ⇌ Ag+ + Cl-

Ks = 10-10

AgCl + e ⇌ Ag + Cl- K = 10E/0,0592
=> K = K1.Ks
=> EoAgCl/Ag = EoAg+/Ag + 0,0592lgKs = 0,799 + 0,0592lg10-10 = 0,207(V)
+ Hoặc tính theo biểu thức:
EAgCl/Ag = EoAg+/Ag + 0,0592lg[Ag+]
= EoAg+/Ag + 0,0592lgKs/[Cl-]
- Khi thế khử chuẩn lấy [Cl-] = 1M
=> EoAgCl/Ag = EoAg+/Ag + 0,0592lgKs = 0,799 + 0,0592lg10-10 = 0,207(V)
- Khi nồng độ không chuẩn CCl- = 2M, ta có:
EAgCl/Ag = EoAg+/Ag + 0,0592lgKs/CCl- = 0,799 + 0,0592lg10-10/2 = 0,189(V)
Hoặc EAgCl/Ag = EoAgCl/Ag + 0,0592lg1/CCl- = 0,207 + 0,0592lg1/2 = 0,189(V)
Ví dụ 2: Cho điện cực thuỷ ngân oxit Hg, HgO OH-. Viết bán phản ứng ở điện cực
và biểu thức thế khử liên quan tới pH.
Hướng dẫn:
Bán phản ứng: HgO + 2e + H2O ⇌ Hg + 2OH=> EHgO/Hg = EoHgO/Hg - (0,0592/2)lg[OH-]2
= EoHgO/Hg - 0,0592lgKw/[H+]
= EoHgO/Hg - 0,0592lgKw + 0,0592lg[H+]
= 0,924 - 0,0592lg10-14 - 0,0592pH
= 0,0952 - 0,0592pH

5

2.3. Điện cực oxi hoá - khử (điện cực Redox):
Là một điện cực trơ (Pt, Cgr, ...) nhúng vào dung dịch có hai dạng ox(a M) và
kh (b M).
Ví dụ 3: Viết các quá trình và phương trình thế khử của các điện cực.
Pt Fe2+(C1 mol/l); Fe3+( C2 mol/l).
Pt Mn2+( C1 mol/l); MnO4-( C2 mol/l); H+ (C3 mol/l).
Pt Cr3+( C1 mol/l); Cr2O72-( C2 mol/l) H+ (C3 mol/l).
Pt Br-( C1 mol/l); Br2(C2 mol/l).
(Các giá trị C1, C2, C3 có thể giống nhau hoặc khác nhau)...
Hướng dẫn:
Viết các quá trình dưới dạng tổng quát:
a.ox + ne + bB + .... ⇌ l.kh + mM + ...
Theo phương trình Nec (Nernst):
E = E0ox/kh - (0,0592/n)lg(([kh]l.[M]m. .../[ox]a.[B]b...)
Nhận xét: Đây là các quá trình ox/kh phổ biến, thường gặp. Thế khử của mỗi cặp
ox/kh có thể liên quan đến pH hoặc không liên quan đến pH.
2.4. Điện cực khí:
Là một hệ điện hoá gồm điện cực trơ (Pt) tiếp xúc đồng thời với khí và dung
dịch chất điện li.
2.4.1. Điện cực khí hiđro:
Ví dụ 4: Viết điện cực, nửa phản ứng và biểu thức liên quan tới thế khử của điện cực
hiđro với axit mạnh và axit yếu HA có hằng số cân bằng Ka:
Hướng dẫn:
+ Axit mạnh (H+):
Pt, H2(x atm) H+(C).
Nửa phản ứng: 2H+ + 2e ⇌ H2
=> E2H+/H2 = Eo2H+/H2 + (0,0592/2)lg[H+]2/PH2
= 0 - 0,0592pH - (0,0592/2)lgPH2
6

Nếu PH2 = 1 atm; => E2H+/H2 = - 0,0592pH
+ Nếu là axit yếu:
HA ⇌ H+ + A-

Ka

=> E2HA/H2 = Eo2H+/H2 + (0,0592/2)lg[H+]2/PH2
= 0 + 0,0592lg[H+]

(*)

Với PH2=1 atm; [H+] = (Ka.[HA])1/2 ≃ (Ka.CHA)1/2 (khi giả thiết HA là axit yếu hay
rất yếu) thay vào (*), ta được:
E2HA/H2 = (0,0592/2)lgKa + (0,0592/2)lgCHA => Khi biết CHA, đo được
E2HA/H2 là tính được Ka.
2.4.2. Điện cực khí clo:
Ví dụ 5: Viết điện cực, nửa phản ứng và biểu thức liên quan tới thế khử của điện cực
khí clo.
Hướng dẫn:
Điện cực Pt, Cl2( x atm) Cl- (C)
Nửa phản ứng: Cl2 + 2e ⇌ 2Cl=> ECl2/2Cl- = EoCl2/2Cl- + (0,0592/2)lgPCl2/(CCl-)2
Khi x = 1 ; => ECl2/2Cl- = EoCl2/2Cl- - 0,0592lgCCl2.4.3. Điện cực khí oxi:
Ví dụ 6: Viết điện cực, nửa phản ứng và biểu thức liên quan tới thế khử của điện cực
khí oxi.
Hướng dẫn:
+ Với điện cực: Pt, O2( P), H2O 4OH- (C)
Nửa phản ứng:

O2 + 4e + 2H2O ⇌ 4OH-

E(O2,H2O)/OH- = Eo(O2,H2O)/OH- + (0,0592/4)lg(PO2/[OH-]4
Nếu PO2= x =1 atm, thì E(O2,H2O)/OH- = Eo(O2,H2O)/OH- - 0,0592lg[OH-]
= Eo(O2,H2O)/OH- + 0,0592pOH
= Eo(O2,H2O)/OH- + 0,0592(14 - pH) (*)
7


+ Với điện cực: Pt, O2(P), H+(C) 2H2O
Nửa phản ứng: O2 + 4e + 4H+ ⇌ 2H2O
=> E(O2,H+ )/H2O = Eo(O2,H+ )/H2O + (0,0592/4)lgPO2.[H+]4
Nếu PO2= x = 1atm; => E(O2,H+ )/H2O = Eo(O2,H+ )/H2O + 0,0592lg[H+]
= Eo(O2,H+ )/H2O - 0,0592pH
= Eo(O2,H+ )/H2O - 0,0592(14 - pOH)

(**)

(Từ Eo(O2,H2O)/OH- <=> Eo(O2,H+ )/H2O thông qua tổ hợp cân bằng của H2O).

3. Các loại pin điện
3.1. Pin không nối lỏng: Pin không nối lỏng là một loại pin có hai điện cực cùng
nhúng vào một dung dịch điện li
Ví dụ 7: Viết sơ đồ pin, nửa phản ứng và phương trình phản ứng khi pin hoạt động
trong các trường hợp sau:
1. Pin gồm hai điện cực Pt nhúng trong dung dịch HCl, khí clo ở hai điện cực có P
khác nhau. Hoặc một điện cực bơm khí H2, còn điện cực kia bơm khí clo. Hoặc điện
cực Ag, AgCl được nhúng trong dung dịch HCl với điện cực khí clo.
2. Pin Zn - Hg được nhúng trong dung dịch KOH CM.

EoZnO22-/Zn=-1,22V;

EoHgO/Hg=0,12V
3. Pin Zn - PbO2 được nhúng trong dung dịch H2SO4 38%. EoPbO2/Pb = 1,455V
4. Pin Zn - O2 được nhúng trong dung dịch NH4Cl CM.
5. a) Viết sơ đồ của ắc quy chì, các bán phản ứng và phương trình phản ứng khi ắc
quy chì phóng điện và nạp điện.
b) Khi nạp điện với I = 19,3A, t = 1,5 giờ. Hỏi có bao nhiêu gam PbSO4 bị phân
tích?
6. Có một pin điện (gọi là pin nhiên liệu, dùng để cung cấp điện năng và nước tinh
khiết cho các chuyên gia bay trong vũ trụ) gồm điện cực anot (C-Ni), điện cực catot
có (C-Ni-NiO) nhúng vào Na2CO3 nóng chảy và nạp H2 vào điện cực anot, O2 vào
điện cực catot. Viết các bán phản ứng, phương trình phản ứng khi pin hoạt động và
sơ đồ pin.
8


Hướng dẫn:
1. Pin gồm hai điện cực Pt nhúng trong dung dịch HCl, khí clo ở hai điện cực có P
khác nhau. Hoặc một điện cực bơm khí H2, còn điện cực kia bơm khí clo. Hoặc điện
cực Ag, AgCl được nhúng trong dung dịch HCl với điện cực khí clo.
Sơ đồ pin: (-) Pt Cl2 (P2) HCl(aq) Cl2(P2), Pt (+) (Với P2 < P1)
Hệ điện hóa của loại pin này chỉ là do sự chênh lệch về áp suất của cùng một dạng
khí, cũng tạo cho thế khác nhau và được hình thành pin điện.
Nửa phản ứng ở anot (-): 2Cl- → Cl2 + 2e
Nửa phản ứng ở catot (+): Cl2 + 2e → 2ClHoặc: Sơ đồ pin: (-) Pt H2 (P2) HCl(aq) Cl2(P2), Pt (+)
Nửa phản ứng ở anot (-): H2 → 2H+ + 2e
Nửa phản ứng ở catot (+): Cl2 + 2e → 2Cl=> Phản ứng xảy ra trong pin: H2 + Cl2 → 2HCl
Hoặc: Sơ đồ pin: (-) Ag,AgCl HCl Cl2(P atm), Pt (+)
Nửa phản ứng ở anot (-): Ag + Cl- + 1e → AgCl

Nửa phản ứng ở catot (+): Cl2 + 2e → 2Cl=> Phản ứng khi pin hoạt động: 2Ag + Cl2 → 2AgCl
2. Pin Zn - Hg được nhúng trong dung dịch KOH CM.
EoZnO22-/Zn=-1,22V; EoHgO/Hg= 0,12V
Hướng dẫn: Đây là pin điện gồm hai điện cực là dạng khử được nhúng cùng trong
dung dịch KOH. Trong loại pin này cần nắm được dạng oxi hóa tồn tại là gì ? Để
viết cho đúng học sinh cần hiểu Zn (II) trong môi trường kiềm và mỗi quá trình khi
viết phải đúng cho môi trường của pin hoạt động.
Sơ đồ pin điện: (-) Zn KOH (C) HgO, Hg (+)
Nửa phản ứng ở anot (-): Zn + 4OH- → Zn(OH)42- + 2e
Nửa phản ứng ở catot (+): HgO + 2e + H2O → Hg + 2OH=> Phản ứng khi pin hoạt động: Zn + HgO + 2OH- + H2O → Zn(OH)42- + Hg
3. Pin Zn - PbO2 được nhúng trong dung dịch H2SO4 38%. EoPbO2/Pb = 1,455V
9


Hướng dẫn: Đây là một pin điện gồm hai điện cực dạng khử và điện cực trơ (có
chứa dạng ox/kh) cùng nhúng trong dung dịch H2SO4 loãng.
Sơ đồ pin điện: (-) Zn Zn2+(C), H2SO4 (C%) PbSO4, PbO2, Pt (+)
Nửa phản ứng ở anot (-): Zn → Zn2+ + 2e
Nửa phản ứng ở catot (+): PbO2 + 2e + 4H+ + SO42- → PbSO4 + 2H2O
=> Phản ứng khi pin hoạt động:
Zn + PbO2 + 4H+ + SO42- → Zn2+ + PbSO4 + 2H2O
4. Pin Zn - O2 được nhúng trong dung dịch NH4Cl CM.
Hướng dẫn: Đây là một pin điện gồm hai điện cực có hai dạng ox/kh cùng nhúng
trong dung dịch NH4Cl. Để viết đúng cho loại pin này học sinh phải xác định được
điện cực, quá trình xảy ra ở điện cực và sự tồn tại dạng oxi hóa của ion Zn2+.
Sơ đồ pin điện:
(-) Zn Zn(NH3)42+, NH4Cl (aq) O2, Pt (+)
Nửa phản ứng ở anot (-): Zn + 4NH4+ → [Zn(NH3)4]2+ + 2e + 4H+
Nửa phản ứng ở catot (+): O2 + 4e + 4H+ → 2H2O
=> Phản ứng khi pin hoạt động:

2Zn + O2 + 8NH4+ → 2[Zn(NH3)4]2+ + 2H2O + 4H+
5. a) Viết sơ đồ của ắc quy chì, các bán phản ứng và phương trình phản ứng khi ắc
quy chì phóng điện và nạp điện.
b) Khi nạp điện với I = 19,3A, t = 1,5 giờ. Hỏi có bao nhiêu gam PbSO4 bị phân
tích?
Hướng dẫn: Đây là một loại pin có cơ chế thuận nghịch. Để viết đúng cho mỗi quá
trình, học sinh biết kết hợp quá trình oxi hóa – khử và cân bằng của hợp chất ít tan.
a) + Khi pin phóng điện, có sơ đồ pin điện:
(-) Pb H2SO4 38% PbO2 (+)
Nửa phản ứng ở anot (-): Pb + SO42- → PbSO4 + 2e
Nửa phản ứng ở catot (+): PbO2 + 2e + SO42- + 4H+ → PbSO4 + 2H2O
⇒ Phản ứng khi pin hoạt động: Pb + PbO2 + 2H2SO4 → 2PbSO4 + 2H2O

+ Khi pin nạp điện (như một bình điện phân):
10


Nửa phản ứng ở anot (+): PbSO4 + 2H2O → PbO2 + 4H+ + 2e + SO42Nửa phản ứng ở catot (-): PbSO4 + 2e → Pb + SO42⇒ Phản ứng khi pin nạp điện: 2PbSO4 + 2H2O → PbO2 + Pb + 2H2SO4

b) Theo phản ứng khi nạp điện ta có:
mPbSO4 = M.nPbSO4 = 303(It/2F).2 = 303(10.1,5.3600/96500) = 169,55 (g)
6. Có một pin điện (gọi là pin nhiên liệu, dùng để cung cấp điện năng và nước tinh
khiết cho các chuyên gia bay trong vũ trụ) gồm điện cực anot (C-Ni), điện cực catot
có (C-Ni-NiO) nhúng vào Na2CO3 nóng chảy và nạp H2 vào điện cực anot, O2 vào
điện cực catot. Viết các bán phản ứng, phương trình phản ứng khi pin hoạt động và
sơ đồ pin.
Hướng dẫn: Đây là một loại pin gồm hai điện cực là các chất không than gia quá
trình oxi hóa – khử được nhúng cùng trong chất điện li nóng chảy. Loại pin này ban
đầu học sinh khó hình dung các phản ứng xảy ra ở mỗi điện cực. Để hiểu và viết
được thì học sinh suy luận dạng oxi hóa và dạng khử tạo ra khi pin làm việc sẽ tham

gia phản ứng để ion CO32- không đổi.
+ Nửa phản ứng ở anot: H2 + CO32- → CO2 + H2O + 2e
Nửa phản ứng ở catot: 1/2 O2 + 2e + CO2 → CO32⇒ Phương trình phản ứng khi pin hoạt động:

H2 + 1/2 O2 → H2O
⇒ Sơ đồ pin:

(-) C-Ni, H2 Na2CO3(n/c) O2, C-Ni-Ni (+)
3.2. Pin nối lỏng:
Pin nối lỏng là loại pin gồm hai điện cực được nhúng trong hai dung dịch điện
li và được tạo nối giữa hai dung điện li thường bằng cầu muối chứa dung dịch KCl
bão hòa. Tổng quát: (-) kh1/ox1 ox2/kh2 (+)
3.2.1. Pin nồng đồ:
Ví dụ 8: Cho quá trình xảy ra trong pin như sau:
1)

Ag+ (C1) → Ag+ (C2)
11


2)

HCl (C1) → HCl (C2)

Thiết lập sơ đồ pin và nửa phản ứng khi pin hoạt động.
Hướng dẫn: Đây là một loại có cùng một dạng oxi hóa – khử, nhưng do sự chênh
lệch về nồng độ, nên có giá trị thế khử khác nhau và hình thành được pin điện. Học
sinh cần xác định thể khử của cặp nào lớn hơn.
1. Sơ đồ pin điện có xảy ra quá trình Ag+ (C1) → Ag+ (C2).
(-) Ag Ag+(C2)

Ag+(C1) Cu (+)

Nửa phản ứng ở anot: Cu → Cu2+ + 2e
Nửa phản ứng ở catot: Cu2+ + 2e → Cu
2. Sơ đồ pin điện có xảy ra quá trình HCl (C1) → HCl (C2):
(-)Pt, H2 (P) HCl(C1) HCl(C2) H2(P) Pt(+) (Với C2 > C1)
Nửa phản ứng ở anot: H2 → 2H+ + 2e
Nửa phản ứng ở catot: 2H+ + 2e → H2
Hoặc: Sơ đồ pin điện:
(-)Pt, Cl2 (P) HCl(C1) HCl(C2) Cl2(P) Pt(+) (Với C2 < C1)
Nửa phản ứng ở anot: 2Cl- → Cl2 + 2e
Nửa phản ứng ở catot: Cl2 + 2e → 2Cl3.2.2. Pin điện chỉ có các phản ứng oxi hóa khử:
Ví dụ 9: Viết các sơ đồ pin, các nửa phản ứng và phương trình phản ứng khi pin
hoạt động của các cặp oxi hóa – khử cho sau:
1) Zn2+/Zn với Cu2+/Cu.
2) Fe3+/Fe2+ với Cr2O72-(H+)/Cr3+/
3) Br2/2Br- với MnO4-(H+)/Mn2+.
Hướng dẫn: Dây là loại pin điện phổ biến và thường gặp. Nếu theo định tính học
sinh xác định cặp nào có dạng oxi hóa mạnh hơn thì ở bên phải (có thể khử chuẩn
lớn là điện cực dương), cặp còn lại ở bên trái (có thể khử chuẩn nhỏ là điện cực âm)
1) Do tính oxi hóa của ion Cu2+ > Zn2+ (hoặc E(Cu2+/Cu) > E(Zn2+/Zn), nên có sơ đồ pin:

(-) Zn ZnSO4C1 CuSO4C2 Cu (+)
12


Nửa phản ứng ở anot: Zn → Zn2+ + 2e
Nửa phản ứng ở catot: Cu2+ + 2e → Cu
⇒ Phản ứng khi pin hoạt động: Zn + Cu

2+

→ Zn2+ + Cu

2) Do tính oxi hóa của ion Cr2O72- > Fe3+ (hoặc E(Cr2O72-/Cr3+) > E(Fe3+/Fe2+), nên có sơ
đồ pin:
(-) Pt Fe2+; Fe3+ (aq) Cr2O72-; Cr3+(aq) Pt (+)
Nửa phản ứng ở anot: Fe2+ → Fe3+ + e
Nửa phản ứng ở catot: Cr2O72- + 6e + 14H+ → 2Cr3+ + 7H2O
⇒ Phản ứng khi pin hoạt động:

6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
3) Do tính oxi hóa của ion MnO4- > Br2 (hoặc E(MnO4-/Mn2+) > E(Br2/2Br-), nên có sơ đồ
pin:
(-) Pt Br2(C1)Br-(C2) MnO4-; Mn2+(aq) Pt (+)
Nửa phản ứng ở anot: 2Br- → Br2 + e
Nửa phản ứng ở catot: MnO4- + 5e + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
-

-

⇒ Phản ứng khi pin hoạt động: 10Br + MnO4 + 8H

+

→ Mn2+ + 5Br2 + 4H2O

3.2.3. Pin điện có các phản ứng phụ:
Trong loại pin điện cơ bản mà học sinh thường là các quá trình xảy ra trong

pin khi pin hoạt động chỉ là các quá trình oxi hóa – khử. Để nâng cao bài toán và có
tính ứng dụng, trong pin điện còn có các phản ứng axit – bazơ, phản ứng tạo hợp
chất ít tan, phản ứng tạo phức.
Ví dụ 10: Viết sơ đồ pin điện, các quá trình xảy ra ở mỗi điện cực khi pin hoạt có
phản ứng:
1)

H+ + RCOO- → RCOOH

2)

2Ag+ + SO42- → Ag2SO4

3)

Ag2SO4 + 2Cl- → 2AgCl + SO42-

4)

Ni2+ + 4CN- → Ni(CN)4 2-

5).

[Cu(NH3)4]2+ + 4CN- → [Cu(CN)4]2- + 4NH3
13


6)

AgCl + 2CN- → [Ag(CN)2]- + Cl-

Hướng dẫn: Từ các cặp ox/kh và nhận thấy giá trị thế của các cặp,... có các sơ đồ
pin điện và các nửa phản ứng trên điện cực là:
1) Sơ đồ pin điện có phản ứng: H+ + RCOO- → RCOOH
(-) Pt, H2(P) RCOO-(C1) H+(C2) H2,(P) Pt (+)
Nửa phản ứng ở anot: H2 + 2RCOO- → 2RCOOH + 2e
Nửa phản ứng ở catot: 2H+ + 2e → H2
2) Sơ đồ pin điện có phản ứng: 2Ag+ + SO42- → Ag2SO4
(-) Ag, Ag2SO4 K2SO4(C1) Ag+(C2) Ag (+)
Nửa phản ứng ở anot: Ag + SO42- → Ag2SO4 + 2e
Nửa phản ứng ở catot: Ag+ + 1e → Ag
3) Sơ đồ pin điện có phản ứng: Ag2SO4 + 2Cl- → 2AgCl + SO42(-) Ag, AgCl KCl(C1) K2SO4(C2) Ag2SO4, Ag (+)
Nửa phản ứng ở anot: Ag + Br- → AgBr + e
Nửa phản ứng ở catot: AgCl + e → Ag + Cl4) Sơ đồ pin điện có phản ứng: Ni2+ + 4CN- → Ni(CN)4 2(-) Ni Ni(CN)42-,KCN(C1) Ni2+(C2) Ni (+)
Nửa phản ứng ở anot: Ni + 4CN- → Ni(CN)42- + 2e
Nửa phản ứng ở catot: Ni2+ + 2e → Ni
5) Sơ đồ pin điện có phản ứng: [Cu(NH3)4]2+ + 4CN- → [Cu(CN)4]2- + 4NH3
(-) Cu Cu(CN)42-;KCN(C1) NH3(C2); Cu(NH3)42+ Cu (+)
Nửa phản ứng ở anot: Cu + 4CN- → Cu(CN)42- + 2e
Nửa phản ứng ở catot: Cu(NH3)42+ + 2e → Cu + 4NH3
6) Sơ đồ pin điện có phản ứng: AgCl + 2CN- → [Ag(CN)2]- + Cl(-) Ag Ag(CN)2-; KCN(C) KCl(C) AgCl, Ag (+)
Nửa phản ứng ở anot: Ag + 2CN- → Ag(CN)2- + e
Nửa phản ứng ở catot: AgCl + e → Ag + Cl-

14


B. BI TP VN DNG:
1. Vit s pin, cỏc quỏ trỡnh, phng trỡnh phn ng khi pin hot ng, tớnh
sut in ng ca pin:

1.1. Bi tp minh ha
Bi 1: Thờm 0,40 mol KI vo 1 lớt dung dch KMnO4 0,24 M pH = 0
a) Tớnh thnh phn ca hn hp sau phn ng.
b) Tớnh th ca in cc platin nhỳng trong hn hp thu c so vi in cc
calomen bóo
Cho ở pH = 0 và ở 25oC thế điện cực tiêu chuẩn Eo của một
số cặp oxi hoá - khử đ-ợc cho nh- sau: 2IO4/ I2 (r) =
1,31V;

2IO3/ I2 (r) = 1,19V;

2HIO/ I2 (r) = 1,45 V;

I2

(r)/ 2I = 0,54V ; MnO4-/Mn2+ = 1,51V; E của điện cực
calomen bão hoà bằng 0,244 V; Độ tan của iốt trong n-ớc
bằng 5,0.10

4

M.

Phõn tớch: õy l bi toỏn c bn tớnh Epin to bi in cc chun v mt in cc
ch cú dng oxi húa, dng kh v mụi trng. im nõng cao ca bi ny l tớnh
thnh phn gii hn ca phn ng oxi húa kh.
Do Eo(MnO4-/Mn2+) = 1,51V >> Eo(I2/2I-) = 0,53V; nờn u tiờn s xy ra phn ng:
+ 10 I + 16 H+

2 MnO4

CO

0,24

0,4

C

0,08

0,4

C

0,16

0



1

2 Mn2+ + 5 I2(r) + 8 H2O; K = 10 165,54

0,08

0, 2

Do Eo MnO4-/Mn2+ = 1,51V > Eo IO3-/I2 = 1,19V; nờn MnO4 cũn d s oxi hoỏ tip I2
thnh IO3 theo phn ng:

2 MnO4
+

2 H2O; K = 10
CO

+

I2(r)

+

4 H+



2 IO3

+

176

0,16

0,2

0,08
15

2 Mn2+

C

0,16

C

0,08

0

0,12

1

0,16

0, 24
Thành phần hỗn hợp sau phản ứng: IO3 0,16 M; Mn2+0,24 M;
I2 (H2O) 5. 104M; I2(r) 0,12 M; pH = 0.
b) Trong hỗn hợp có cặp IO3/ I2 (r) nên:
E = Eo (IO3-/I2(r) + (0,0592/10)lg [IO3]2 [H+]12
=

1,19

E so với

+

(0,0592/10)lg (0,16)2

điện cực calomen bão hoà:

=

1,18(V)

Epin = 1,18 0,244

= 0,936(V)
Nhn xột: Cỏc bi toỏn pin in dng trờn rt ph bin. T cỏc cp ox/kh phn ng
vi nhau v tha nhn dng kh hoc dng oxi húa ht. Lỳc ú tớnh th kh ca cp
m cú dng oxi húa hoc dng kh cũn d.
Bi 2: Dung dch A gm AgNO3 0,050 M v Pb(NO3)2 0,100 M v HNO3 0,200M.
Thờm 10,00 ml KI 0,250 M vo 10,00 ml dung dch A, thu c dung dch B.
Ngi ta nhỳng mt in cc Ag vo dung dch B v ghộp thnh pin (cú cu mui
tip xỳc hai dung dch) vi mt in cc cú Ag nhỳng vo dung dch X gm AgNO3
0,010 M v KSCN 0,040 M.
a) Vit s pin.
b) Tớnh sc in ng Epin ti 250C.
c) Vit phng trỡnh phn ng xy ra khi pin hot ng.
d) Tớnh hng s cõn bng ca phn ng.
Cho bit : Ag+ + H2O
Pb2+ + H2O

AgOH + H+
PbOH+ + H+

(1) ;

K1= 10 11,70

(2) ; K2= 10 7,80

Ch s tớch s tan pKs: AgI l 16,0; PbI2 l 7,86; AgSCN l 12,0; E0Ag+/Ag = 0,799V.
Phõn tớch: õy l bi toỏn h in húa gm hai in cc u l in cc kim loi
c bao ph bi hp cht ớt tan, cỏc quỏ trỡnh xy ra mi in cc cú nh hng
ca hp cht ớt tan, nờn th kh ca mi cp s thay i. hiu v lm c dng
16


bài này, học sinh phải nắm trắc cân bằng của hợp chất ít tan, phần nâng cao của bài
toán là cho hệ điện hóa có nhiều hợp chất ít tan, nên học sinh phải xét đến cân bằng
chính. Khi học sinh tính thế khử của cặp ox/kh, thường học sinh khó hiểu giá trị của
dạng oxi hóa và dạng khử trong biểu thức tính theo phương trình Nec (hoặc hiểu là
giá trị ban đầu của dạng oxi hóa, dạng khử) là bao nhiêu ? Điều này giáo viên nhấn
mạnh cho học sinh thấy được giá trị dạng oxi hóa, dạng khử trong biểu thức tính,
chính là giá trị tồn tại ở trạng thái cân bằng của cân bằng chính.
Hướng dẫn:
1a) Dung dịch B: Thêm KI : CAg+ = 0,025 M; CPb2+ = 0,050
CI- = 0,125M ; CH+ = 0,10M
Ag+

I-

+

AgI ↓

0,025

0,125

-

0,10

Pb2+

2 I-

+

0,05

0,10

-

-

PbI2 ↓

Trong dung dịch có đồng thời hai kết tủa AgI ↓ và PbI2 ↓
AgI ↓

Ag+ + I-

Ks1 = 1.10-16 (3)

PbI2 ↓

Pb2+ + 2I-

Ks2 = 1.10-7,86 (4)

Ks1 << Ks2, vậy trong dung dịch cân bằng (4) là chủ yếu. Sự tạo phức
hiđroxo của Pb2+ là không đáng kể vì có H+ dư:
Pb2+ + H2O

PbOH + H+ ;

[PbOH ] = 10
[Pb ] 10
+

−7 ,8

2+

−1

[

= 10 −6,8 → PbOH + << Pb 2+

Pb2+ +

PbI2 ↓

Trong dung dịch

] [

x
2

(2x) x = 10

-7,86

-3

x = 1,51 . 10 M

[Ag ] = K[I ] = 31,02.10.10
+

s1
−

K2 = 10-7,8

−16
−3

Ks2 = 1.10-7,86

2x
2x = [I-] = 2,302 . 10-3M

= 3,31.10 −14 M .

17

2I-

]


E của cực Ag trong dung dịch A:
Ag+ + e
E1 = E 0Ag +

Ag

[

]

+ 0,0592 lg Ag + = 0,799 + 0,0592 lg 3,31.10 −14
Ag

E1 = 0,001V

Dung dịch X
Ag+ + SCN-

AgSCN↓

0,01

0,04

x

(0,03-x)

KS-1 = 1012,0

(0,01-x)

x(0,03-x) = 10-12
=> [Ag + ] = x =

10 −12
= 3,33.10 −11
−2
3x10

[

]

E 2 = 0,799 + 0,0592 lg Ag + = 0,799 + 0,0592 lg 3,33.10 −11
E 2 = 0,179V

V× E2 > E1 , ta cã pin gåm cùc Ag trong X lµ cùc + ,

cùc Ag trong B lµ cùc –
S¬ ®å pin
Ag

AgI

AgSCN
SCN - 0,03M

PbI2

b)

Ag

Epin = 0,179 – 0,001 = 0,178V

c) Ph-¬ng tr×nh ph¶n øng
Ag + I AgSCN
AgSCN

+
+

AgI
e

Ag

I-

AgI

+

e
SNC -

+
+

18

SNC -


K=

d)

K s ( AgSCN)
K s ( AgI)

=

10 −12
= 10 4
−16
10

2. Tính hằng số và sự thay đổi suất điện động của pin.
2.1. Bài tập minh họa:
Bài 3: Cho sơ đồ pin:
(-) Zn Zn2+(0,10M) KCl (0,50M) AgCl, Ag (+)
E0Zn

2+

/Zn

= - 0,763 V ; E0Ag /Ag = 0,799 V ; Epin = 1,017 V
+

Tính tích số tan của muối AgCl.
+ Phân tích:
Đây là dạng bài toán tự thiết lập một loại pin với nồng độ các chất lấy tuỳ ý. Thông
qua các giá trị thế điện cực tiêu chuẩn của các cặp oxi hoá - khử cho biết và dựa vào
thực nghiệm đo được sức điện động của pin từ đó tính ra được tích số tan của hợp
chất ít tan tiếp xúc với điện cực kim loại.
Tuỳ theo cách trình bày, ở đây học sinh có thể viết ngay theo hệ thức tính sức điện
động của pin:
Epin = E(+) – E(-)
0,0592
= ( E Ag /Ag + 0,0592.lgKs(AgCl) – 0,0592.lg0,5 ) – ( - 0,763 + 2 lg[Zn2+] )
0

+

Thay các giá trị thế điện cực tiêu chuẩn, nồng độ các chất và sức điện động của
pin tính ra được: Ks(AgCl) = 10-10,00

* Tóm lại:
+ Các dạng bài tập tính tích số tan (hoặc tính hằng số axit, hoặc số bazơ, hoặc số tạo
phức) từ thế điện cực, suất động pin điện đo được cũng đa dạng, phong phú. Nhưng
để giải quyết được dạng bài tập này đòi hỏi học sinh phải nắm vững về phản ứng oxi
hoá-khử, phản ứng tạo hợp chất ít tan (phản ứng axit bazơ, phản ứng tạo phức) và
học sinh phải được trang bị kiến thức về pin điện một cách vững vàng.
+ Các bài toán ngược của dạng bài toán trên thường gặp nhiều hơn. Ví dụ cho các
phản ứng tạo ra hợp ít tan (phản ứng axit bazơ, phản ứng tạo phức) dựa vào lượng
19


chất và giá trị hằng số bài cho tính được nồng độ cân bằng của các ion, tính ra thế
điện cực cho từng cặp oxh/kh và từ đó xây dựng sơ đồ pin, tính sức điện động của
pin.

2.2. Bài tập vận dụng có tính chất tổng hợp:
Bài 4:
1. Trình bày cách làm thí nghiệm thông qua pin điện để tính được hằng số Ks của
muối AgI.
2. Có một điện cực Ag được bao phủ bởi hợp chất ít tan AgI, dung dịch KI 1,000.101

M lắp với điện cực calomen bão hòa và đo được suất điện động của pin là 0,333V.

Tính tích số tan của AgI. Biết EoAg+/Ag = 0,799V; Ecalomen(bão hoà) = 0,244V.
3. Suất điện động của pin sẽ thay đổi như thế nào khi:
a) Thêm NaI 0,1M.
b) Thêm NaCl 0,1M.
c) Thêm dung dịch NH3 0,2M.
d) Thêm dung dịch KCN 0,2M.
e) Thêm dung dịch HNO3 0,2M.

(Đều được thêm vào điện cực nghiên cứu)
Cho pKs(AgCl: 10,00; AgI: 16,00): βAg(NH3)2+ = 107,24; βAg(CN)2- = 1020,48.
Phân tích và hướng dẫn:
1. Dạng bài toán xây dựng một pin điện từ một điện cực của hợp chất ít tan với một
điện cực chuẩn. Để học sinh chuẩn bị và làm được thí nghiệm dạng này, cần hiểu và
làm theo từng bước sau:
+ Lấy một điện bạc được bao phủ bởi hợp chất ít tan (là hợp chất đang cần xác định
tích số tan, ví dụ: AgI) và nhúng trong dung dịch muối chứa anion của hợp chất ít
tan đó (ví dụ dung dịch KI đã biết nồng độ).
20


+ Chọn một điện cực thứ hai thường là điện cực chuẩn (ví dụ điện cực calomen bão
hòa hoặc điện chuẩn của Ag nhúng trong muối AgNO3 1M).
+ Nối hai điện cực có mắc vôn kế xác định chiều của dòng điện (xác định điện cực)
và đo suất động của pin. Từ đó tính được Ks.
Ví dụ: (-) Ag, AgI KI 0,1M KCl(bão hòa) Hg2Cl2, Hg (+)
2. Khi lắp pin, đo được Epin, xác định được chiều của dòng điện và xác định dấu của
điện cực. Từ đó viết các quá trình xảy ra của điện cực nghiên cứu. Lập biểu thức
tính thế khử ở điều kiện nghiên cứu theo phương trình Nec và xây dựng biểu thức
Epin liên quan tới hằng số KS. Điều quan trọng là học sinh hiểu được nồng độ bất kỳ
của ion kim loại trong phương trình Nec, là nồng độ cân bằng của ion kim loại trong
cân bằng tạo ra hợp chất ít tan.
Giả sử qua thực nghiệm xác định được sơ đồ pin như sau:
(-) Ag, AgI KI 0,1M KCl(bão hòa) Hg2Cl2, Hg (+)
- Ở cực (-) có:
E(-) = Eo(Ag+/Ag) + 0,0592lg[Ag+] = Eo(Ag+/Ag) + 0,0592lgKs/[I-]
= 0,799 + 0,0592lg10 + 0,0592lgKs = 0,7398 + 0,0592lgKs
⇒ Epin = 0,244 – 0,8582 – 0,0592lgKs = 0,333 ⇒ K = 10

-16

.

Nhận xét: Tương tự cho các bài toán tính tích số tan của một số hợp chất ít tan như:
AgCl, AgBr, Ag2SO4, ... Thường là muối ít tan của kim loại hoạt động trung bình và
yếu.
3. Để đánh giá được Epin tăng hay giảm, học sinh cần nắm được:
+ Chất cho vào có phản ứng được với ion nào tạo ra chất ít tan đó không (Phản ứng
mới xảy ra có thể là phản tạo ra hợp chất ít tan khác, phản ứng tạo phức, phản ứng
oxi hóa khử, phản ứng axit bazơ).
+ Phản ứng có ảnh hưởng tới cân bằng của chất ít tan đó không.
+ Khi có ảnh hưởng đến cân bằng của chất ít tan thì xét xem ion mà tham gia quá
trình khử được tăng hay giảm rồi xác định thể khử, từ đó mới xác định được sự thay
đổi Epin.
Hướng dẫn:
21


a) Có sơ đồ pin:
(-) Ag, AgI KI 0,1M KCl(bão hòa) Hg2Cl2, Hg (+)
Khi thêm muối NaI vào điện cực anot làm cho cân bằng AgI ⇌ Ag+ + I- chuyển
dịch theo chiều nghịch, nồng dộ ion Ag+, do đó E(-) giảm. Vì vậy suất điện động của
pin tăng.
b) Khi thêm NaCl 0,1M vào điện cực anot, có phản ứng:
Khi thêm CH3COONa vào điện cực anot có phản ứng:
AgI + Cl- ⇌ AgCl + I-

K = 10-16.(10-10)-1 = 10-6 (nhỏ)

Theo phản ứng trên thấy K rất nhỏ, mặt khác nồng độ NaCl lại loãng, nên quá trình
chuyển sang AgCl là rất ít. Vì vậy suất điện động của pin coi không đổi.
c) Khi thêm NH3 0,2M vào điện cực anot, có phản ứng:
AgI + 2NH3 ⇌ Ag(NH3)2+ + I-

K = 10-16.(10-7,24)-1 = 10-9,76 (rất nhỏ)

Theo phản ứng trên thấy K rất nhỏ, mặt khác nồng độ NH3 lại loãng, nên quá trình
chuyển sang Ag(NH3)2+ là rất ít. Vì vậy suất điện động của pin coi không đổi.
d) Khi thêm dung dịch KCN 0,2M vào điện cực anot, có phản ứng:
AgI + 2CN- ⇌ Ag(CN)2+ + I-

K = 10-16.(10-20,48)-1 = 104,48 (lớn)

Theo phản ứng trên thấy K lớn, nên quá trình chuyển sang phức bền gần như hoàn
toàn, do đó ion Ag+ giảm đi, E(-) giảm. Vì vậy suất điện động của pin tăng.
e) Khi thêm dung dịch HNO3 0,2M vào điện cực anot, có phản ứng I- bị oxi hóa bởi
HNO3 làm nồng độ ion I-, dẫn đến nồng độ ion Ag+ tăng (trong môi trường axit ion
Ag+ không tham gia quá trình tạo phức hiđroxo), nên E(-) tăng. Vì vậy suất điện động
của pin giảm, đến lúc nào đó có thể đổi chiều dòng điện.
2.3. Bài tập tham khảo
Bài 1: (Chọn QG - 2002 )
1. Biết thế oxi hóa-khử tiêu chuẩn :
EoCu2+/Cu+ = +0,16V, EoCu+/Cu = +0,52V,
Eo Fe3+/Fe2+ = +0,77V, EoFe2+/Fe = -0,44V
22


Hãy cho biết hiện tượng gì xảy ra trong các trường hợp sau:
(a)

Cho bột sắt vào dung dịch Fe2(SO4)3 0,5M.

(b)

Cho bột đồng vào dung dịch CuSO4 1M.

2. Dung dịch X gồm Na2S 0,010M, KI 0,060M, Na2SO4 0,050M.
Axit hoá chậm dung dịch X đến pH = 0. Thêm FeCl3 cho đến nồng độ 0,10M.
i. Tính thế của cực platin nhúng trong dung dịch thu được so với cực calomen bão
hoà (Hg2Cl2/2Hg,2Cl-).
ii. Biểu diễn sơ đồ pin, viết phương trình phản ứng xảy ra tại các điện cực và phản
ứng tổng quát khi pin hoạt động.
Cho : axit có H2S pK1 = 7,00, pK2 = 12,90; HSO4- có pK = 2,00; Tích số tan của
PbS = 10-26 ; PbSO4 = 10-7,8 ; PbI2 = 10-7,6.
Eo Fe3+/Fe2+ = 0,77 V ; Eo S/H2S = 0,14V ; Eo I2/2I- = 0,54V ; Ecal b·o hoµ = 0,244V
Hướng dẫn:
1. a)

Eo Fe3+/Fe2+ = +0,77 V

>

Eo Fe2+/Fe

= -0,44 V nên:

Tính oxi hoá: Fe3+ mạnh hơn Fe2+
Tính khử:

Fe mạnh hơn Fe2+

Do đó phản ứng tự phát xảy ra giữa 2 cặp là: 2 Fe3+ + Fe → 3 Fe2+
Như vậy Fe tan trong dung dịch Fe(SO4)3 tạo thành muối FeSO4, làm nhạt màu vàng
( hoặc đỏ nâu) của ion Fe3+ và cuối cùng làm mất màu (hoặc tạo màu xanh nhạt)
dung dịch.
b)

Eo Cu+/Cu

= + 0,52 V

>

Eo Cu2+/Cu+ = + 0,16 V nên:

Tính oxi hoá: Cu+ mạnh hơn Cu2+
Tính khử:

Cu+ mạnh hơn Cu

Do đó phản ứng tự phát xảy ra giữaa 2 cặp là: Cu+ + Cu+ →

Cu2+ + Cu

Phản ứng nghịch (Cu2+ phản ứng với Cu tạo thành ion Cu+) không xảy ra. Do đó khi
bỏ bột đồng vào dung dịch CuSO4 không xảy ra phản ứng và quan sát không thấy
hiện tượng gì.
2. Axit hoá dung dịch X:
23

S2- + 2H+ → H2S (C H2S = 0,010 < S H2S nên H2S chưa bão hoà, không thoát ra
khỏi dung dịch)
Phản ứng:

2 Fe3+ + H2S → 2 Fe2+ +
0,1

0,01

0,08

−

0,02

2 Fe3+ +

2I- →

2 Fe2+

S

+ 2 H+

K=1021

0,02

0,08

0,06

0,02

0,02

−

0,08

+

K=107,8

I2
0,030

Thành phần trong dung dịch: Fe3+ 0,020; Fe2+ 0,080;I2 0,030M; H+ 0,02M
E Fe3+/Fe2+ = 0,77 + 0,059 lg 0,02/0,08 = 0,743V (cực dương)
Ecal = 0,244V ( cực âm); Epin = E+ − E− = 0,743 − 0,244 = 0,499V

+

Sơ đồ pin:
Hg | Hg2Cl2 | KCl bh || Fe3+, Fe2+ | Pt
Phản ứng:

−

2 Hg

2 Cl-

+

+ 2x Fe3+

+

= Hg2Cl2 + 2 e
= Fe2+

e

2 Hg + 2 Fe3+ +

2 Cl- =

Hg2Cl2↓

Bài 2: (Chọn QG - 2004 )
Kỹ thuật điện hóa học thường được dùng để xác định tính tan của các muối khó tan.
Do sức điện động là hàm bậc nhất theo logarit của nồng độ cho nên có thể xác định
được các nồng độ dù rất nhỏ.
Bài tập này sử dụng một pin điện hóa gồm hai phần, được nối bằng cầu muối. Phần
bên trái của sơ đồ pin là một thanh Zn(r) nhúng trong dung dịch Zn(NO3)2(aq)
0,200M; còn phần bên phải là một thanh Ag(r) nhúng trong dung dịch AgNO3(aq)

0,100M. Mỗi dung dịch có thể tích 1,00L tại 25oC.
a) Vẽ giản đồ pin và viết phương trình phản ứng tương ứng của pin.
b) Hãy tính sức điện động của pin và viết phương trinh phản ứng khi pin phóng
điện.
24


Giả sử pin phóng điện hoàn toàn và lượng Zn có dư
c) Hãy tính điện lượng phóng thích trong qúa trình phóng điện.
Trong một thí nghiệm khác, KCl(r) được thêm vào dung dịch AgNO3 ở phía bên
phải của pin ban đầu. Xảy ra sự kết tủa AgCl(r) và làm thay đổi sức điện động. Sau
khi thêm xong, sức điện động bằng 1,04V và [K+] = 0,300M.
d) Hãy tính [Ag+] tại cân bằng.
e) Hãy tính [Cl-] tại cân bằng và tích số tan của AgCl.
Thế điện cực chuẩn tại 25oC như sau:
Zn2+(aq) + 2e → Zn(r)
Ag+(aq) + e → Ag(r)

Eo = -0,76V
Eo = +0,80V

Hướng dẫn:
a) Giản đồ pin: Zn(r) │Zn2+(aq)║ Ag+(aq)│Ag(r).
Giản đồ pin này thoả quy ước của IUPAC với qúa trình oxy hóa (cho electron) phía
bên trái:
Trái, oxy hóa: Zn(r) → Zn2+(aq) + 2e
Phải, khử: Ag+(aq) + e → Ag(r) (nhân cho 2)
Phản ứng của pin Zn(r) + Ag+ → Zn2+(aq) + 2Ag(r).
b) Eopin = Eo(phải) – Eo(trái) = 1,56V
Phương trình Nernst tương ứng với pin nêu trên (Cũng có thể trình bày theo nửa pin

và các bán phản ứng):
Hoạt độ a của một chất tan tính gần đúng từ nồng độ của chất ấy (chia cho nồng độ
tiêu chuẩn) và hoạt độ của một chất rắn bằng 1
E pin = E

o
pin

2
0,05916 a Zn 2 + .( a Ag + )
0,05916
0,200
+
lg
= 1,56 −
lg
= 1,52V
2
n
2
a Zn .( a Ag + )
(0,100) 2

Trị số dương của Epin cho thấy rằng phản ứng pin viết như trên là phản ứng có thể tự
xảy ra trong qúa trình phóng điện.
Phản ứng có thể tự xảy ra: Zn(r) + Ag+ → Zn2+(aq) + 2Ag(r).
c) Khi phóng điện hoàn toàn, Epin = 0 và phản ứng trong pin đạt cân bằng:
25