Bài giảng cân bằng oxid hóa – khử điện hóa học ths ngô gia lương

CÂN BẰNG OXID HÓA – KHỬ

ĐIỆN HÓA HỌC
ThS Ngô Gia Lương


1.Phản ứng oxid hóa – khử và cặp oxid hóa khử liên hợp
1.1 Phản ứng oxid hóa – khử

Số
oxy
hóa

PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ELECTRON

Nhường e =
sự oxid hóa

Nhận e =
Sự khử

Sự khử
(số oxy
hóa
giảm)

Sự oxy
hóa (số
oxy hóa
tăng)

Phản ứng oxid hóa – khử
Phản ứng oxid hóa – khử
PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ELECTRON

Một số thuật ngữ thông dụng:
• Sự oxid hóa – nhường
electron
tăng số oxid
•hóa
Sự khử – nhận electron
giảm số oxid hóa
• Chất oxid hóa – nhận electron
• Chất khử – nhường electron


Phản ứng oxid hóa – khử


1.2. Cân bằng phản ứng
Cu (s) + Ag+ (aq) →
Bước

Cu2+ (aq) + Ag (s)

1: Xác định bán phản ứng oxi hóa và khử:
RED: Ag+ + e- → Ag
OX: Cu → Cu2+ + 2e-

Bước 2:Cân bằng

Bước 3:

các bán phương trình

Cu → Cu2+ + 2e2 Ag+ + 2 e- → 2 Ag

Bước 4:Cu (s) + 2 Ag+ (aq) → Cu2+ (aq) + 2Ag (s)


2. Điện cực
Điện cực: là một hệ gồm một thanh dẫn điện ( kim loại
hoặc phi kim như than chì…) tiếp xúc với dung dịch
chứa một cặp oxi hóa khử liên hợp.
Ví dụ: Khi nhúng
một thanh dẫn điện
vào dd chất điện ly
ta được một điện
cực

General Chemistry:

HUI© 2006


Các loại điện cực phổ biến

- Điện cực kim lọai – ion kim lọai (điện cực tan)
- Điện cực khí – ion
- Điện cực kim lọai – anion muối không tan

- Điện cực trơ


2.1 Điện cực kim lọai – ion kim lọai (điện cực tan)

Gồm một kim lọai
tiếp xúc với ion của
nó trong dung dịch
Điện cực thường được ký
hiệu tắt M ( r) | Mn+ (dd)
Ví dụ: Điện cực đồng
Cu (r) | Cu2+
Quá trình xãy ra Cu-2e ⇋ Cu2+


2.2 Điện cực khí – ion
Chất khí tiếp xúc với cation của nó
H+ (dd) | H2(k) | Pt (r)
Quá trình xãy ra
2H+ (dd) + 2e ⇋ H2(k)
Nếu áp suất khí H2 bằng 1
atm, a H+=1M, nhiệt độ 250C ta
có điện cực tiêu chuẩn hydro
(E=0)


2.3 Điện cực kim lọai – anion muối không tan của kloại

Kim loại tiếp xúc
với muối không tan

của nó đồng thời
tiếp xúc với dung
dịch chứa muối tan
cùng anion.
I-(dd) | AgI(r ) |Ag (r )
AgI (r ) + 1e ⇋ Ag (r) + I- (dd)


2.4. Điện cực trơ
Gồm một thanh kim loại trơ (như Pt) tiếp xúc với hai dd chất có trạng
thái oxy hóa –khử khác nhau ( ví dụ dd chứa hỗn hợp 2 muối Fe2+, Fe3+)

Fe3+,Fe2+(dd)|Pt(r )

Fe2+ - 1e ⇋ Fe3+

General Chemistry:

HUI© 2006


2.5. Pin điện (Nguyên tố Galvani)
Là một hệ gồm 2 điện cực ghép nối với nhau thành một mạch kín

Slide 12 of 48

General Chemistry:


(-) Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) (+) Ecell = 1.103 V

Cách biểu diễn nguyên tố Galvani
• Anod là điện cực ở đó xảy ra quá trình oxid hóa
Zn (r ) - 2e →
Zn2+
• Catod là điện cực ở đó xảy ra quá trình khử
Cu2+ + 2e → Cu
Cách biểu diễn nguyên tố Galvani
Dùng ký hiệu |để chỉ sự phân cách giữa hai pha; các chất
trong cùng một pha dùng dấu phẩy (, );dùng | | để chỉ cầu
muối; anod được viết bên trái, catod được viết bên phải

(-) Zn(r) | Zn2+ (dd) || Cu2+(dd) | Cu(r) (+)


3. Thế điện cực
3.1 Thế điện cực tiêu chuẩn
Thế điện cực tiêu chuẩn của một cặp oxid hoá -khử là
sức điện động của một pin tạo bởi điện cực chuẩn của
cặp oxid hoá - khử đó với điện cực hidro chuẩn

Slide 15 of 48

General Chemistry:


Thế điện cực tiêu chuẩn
• Thế điện cực hydro tiêu chuẩn được biểu thị
Pt(r)| H2 (k, 1atm)| H+ (1M) khi là anot

H+ (1M) | H2 (k, 1atm)| Pt(r) khi là catot
E02H+/H2= 0
• Người ta thường dùng điện điện cực calomen làm điện
cực so sánh thay cho điện cực hydro.Điện cực này chế
tạo từ kim loại thủy ngân trộn calomen Hg2Cl2 trong
dung dịch KCl
½ Hg2Cl2 (r ) + 1e ⇋ Hg ( l) + Cl- (dd)
So với điện cực tiêu chuẩn hydro thế điện cực chuẩn
của điện cực calomen bằng + 0, 2680V


Bảng thế điện cực tiêu chuẩn ở 2500C

Bán phản ứng khử

Khử hóa yếu

Oxi hóa mạnh

Khử hóa mạnh

Oxi hóa yếu


3.2 Ýnghĩa của thế điện cực khử tiêu chuẩn
1) So sánh độ mạnh các chất oxid hoá và độ mạnh các chất khử.

Thế điện cực khử càng lớn thì tính oxid hóa của dạng
oxid hóa càng mạnh, tính khử của dạng liên hợp càng
yếu

Ví dụ:
Fe3+ + e →
Fe2+ E0 = + 0,71V
Cu2+ + 2e → Cu0
E0 = + 0,337V
Tính oxid hóa của Fe3+ lớn hơn mạnh hơn Cu2+, tính khử
của đồng kim loại lớn hơn tính khử của Fe2+


2) Tính được sức điện động của một pin

• Ví dụ:

Tính sđđ sinh ra bởi pin có phản ứng :
Ag++ Cr2+→ Ag(r ) + Cr3+
giả thiết hoạt độ các ion 1M
Giải : anot: Cr2+ - 1e → Cr3+
E0 = + 0,41V
catot Ag+ + 1e → Ag
E0 = + 0,80V
Ag++ Cr2+→ Ag(r ) + Cr3+
Hay:

E0 = +1,21V

E0 = + 0,80 – (- 0,41) = + 1,21

E = Thế khử của điện cực dương - thế khử của điện cực âm

3. Dự đoán khả năng diễn biến của một phản ứng
oxid – hoá khử

Ví dụ: Phản ứng sau có xảy ra không nếu tất cả các chất ở
đk chuẩn: Fe3+ + Cu → Fe2+ + Cu2+
Giải
Fe3+ + 1e → Fe2+
E0 = + 0,771 V
Cu - 2e
→ Cu2+
E0 = - 0,337 V
2Fe3+ + Cu →2 Fe2+ + Cu2+ E0 = +0,434 V
Vì phản ứng có E0 dương nên phản ứng tự xảy ra
Dạng oxid hóa của cặp có thế điện điện cực khử lớn
hơn có khả năng nhận electron của dạng khử của cặp
có thế khử nhỏ hơn


3.3.Thế điện cực các loại điện cực
• Điện cực kim loại: gồm một thanh kim loại nhúng
trong dung dịch muối của nó: Mn+ + ne = M

0, 059
n+
E=E +
lg  M 
n
0

• Điện cực khí : gồm một thanh kim loại trơ hay graphit

đóng vai trò vật dẫn điện đồng thời là vật mang các phân
tử khí được nhúng trong dd chứa ion tương ứng và được
bão hoà bằng khí tương ứng.


Ví dụ: điện cực hidro
Phản ứng điện cực: H3O+ + e = 1/2H2(K) + H2O
Thế của điện cực xác định bằng phương trình

E = E − 0, 059 lg
0

PH 2


H
O
3


+

E0 = 0,00V và P = 1atm
⇒E = 0,059lg[H3O+ ] = -0,059pH.
Theo quy ước thì thế của điện cực hidro tiêu chuẩn ở
mọi nhiệt độ đều bằng 0
VD10: Một điện cực hidro nhúng trong dung dịch axit
ở 250C có thế điện cực là – 0,31V. Tính pH của dung
dịch.

• Kim loại trơ điện hoá : graphit nhúng trong dung dịch chứa
đồng thời dạng oxi hoá và dạng khử của cặp oxi hoá - khử
Ví dụ: các điện cực Pt/Fe3+, Fe2+; Pt/Sn4+, Sn2+…
Phản ứng điện cực: ox + ne = kh

0, 059 [ ox ]
E =E +
lg
n
[ kh ]
0

• Kim loại tiếp xúc với một muối ít tan của nó trong dung dịch
của một muối khác có cùng anion.
Ví dụ:
- Điện cực Ag - AgCl
Ag/AgCl, KCl
- Điện cực calomen:
Hg/Hg2Cl2, KCl
- Phản ứng ở điện cực: Hg2Cl2 + 2e = 2Hg + 2Cl-


0, 059
n+
E =E +
lg  M 
n
0

Hg 22+ =

0, 059 THg2Cl2
⇒E=E +
lg
2
−
2
Cl 

THg2Cl2

Cl 
−

0

2

Tương tự với điện cực Ag/AgCl, KCl

0,059 TAgCl
E=E +
lg
−
1
[Cl ]
0

Quan hệ giữa hằng số cân bằng và
sức điện động tiêu chuẩn
∆ G = − nE F = − RT ln K
0

0

nE 0 F
ln K =
RT
ở 250C

nE 0
lg K =
0,059

F = 96500[C/mol]
R=8,314 [J/mol.K]
T [K]
Ln = 2,303.lg
E0 [v]

K = 10

nE o
0.059