Bài giảng hóa 12 điện hóa học

Chương 12
ĐIỆN HÓA HỌC



OXH1 + KH2
+2

⇌ KH1 + OXH2

0

0

Cu2+ (dd) + Zn(r) ⇌ Cu(r) +
Chất khử

Chất bị khử

Chất bị oxyhoá

Quá trình khử

Cu 2+ + 2e- ⇌ Cu

Quá trình oxyhoá
Điện cực : Anod

Zn - 2e- ⇌ Zn2+

Zn2+ (dd)

Dạng OXHlh có tính OXH↑

Chất oxyhoá

Điện cực : Catod

+2

Dạng KHlh có tính khử ↓
OXH1 + ne ⇌
KH1
KH2 - ne ⇌ OXH2


Các loại phản ứng oxyhoá khử
Phản ứng giữa chất OXH khác chất KH
2Ag+(dd) + Cu

⇌

2Ag

+

Cu2+

Phản ứng oxyhoá khử nội phân tử
AgNO3 (r) ⇌ Ag (r) + NO (k) + O2(k)
Phản ứng tự oxyhoá khử (pư dị phân )

Cl2 (k) + H2O (l) ⇌ HClO (dd) + HCl (dd)


Cân bằng phản ứng oxy hóa - khử.
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 + H2O
Môi trường kiềm : dư oxy + H2O = thiếu oxy + 2OHMôi trường trung tính: dư oxy + H2O = thiếu oxy + 2OHthiếu oxy + H2O = dư oxy + 2H+


Cách tiến hành phản ứng oxyhoá khử
Trực tiếp - chất OXH tiếp xúc KH
Hoá năng pư → nhiệt năng

Cu(s) + 2 Ag+(aq) ---> Cu 2+(aq) + 2Ag(s)

Gián tiếp – chất OXH không
tiếp xúc trực tiếp với chất KH
Hóa năng pư → điện năng

∆G < 0


Tại sao phải nghiên cứu điện hoá
học?





Pin



Pư oxh sinh học

Ăn mòn
Công nghiệp hoá chất sản xuất:Cl ,
2
NaOH, F và Al
2

The heme group


Thế điện cực
Điện cực kim loại M |Mn+
Mn+ (dd) + ne ⇌ M

∆G = - nFϕ
ϕ- thế điện cực – thế khử

Số e trên thanh Zn
nhiều hơn thanh đồng

ϕ0 - thế điện cực tiêu chuẩn – thế khử chuẩn
ϕ càng dương → Mn+ có tính oxyhoá càng mạnh

→ M có tính khử càng yếu
ϕ càng âm → M có tính khử càng mạnh
→Mn+ có tính oxyhoá càng yếu

_ +

- +

_ +

- +

_ +
Zn2+/Zn

- +
Cu2+/Cu

ϕ 0(Zn2+/Zn) < ϕ0 (Cu2+/Cu)


CẤU TẠO VÀ HOẠT ĐỘNG NGUYÊN TỐ GANVANIC

Zn2+ +2e ⇌
Zn

Zn2+

SO42-

Cu2+ +2e ⇌ Cu


CẤU TẠO VÀ HOẠT ĐỘNG
NGUYÊN TỐ GANVANIC
Cu2+ +2e → Cu

Zn -2e → Zn2+

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

(-) M1| M1n+|| M2n+| M2 (+)

Quá trình oxyhoá

Anod (-)

ϕ- < ϕ+

Quá trình khử

Catod(+)


Các loại điện cực
a. Điện cực kim loại.
Zn Zn2+

Zn2+ +2e ⇌ Zn

b. Điện cực kim loại phủ muối
AgAgCl Cl- AgCl +1e ⇌ Ag + Cl-

c. Điện cực khí
Pt H2 H+

2H+ +2e ⇌
H2

d. Điện cực oxy hóa - khử.
Pt  Fe2+, Fe3+

Fe3+ +1e ⇌
Fe2+


Epin = ϕ + - ϕ - = ϕ Cu - ϕ Zn


Điện cực Hydro tiêu chuẩn
Pt | H2 | H+
ϕ 0H+/ H2 = 0
aH+ =1mol/l ; PH2 =1atm


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.

E0 = ϕ 0đc - ϕ 0 hydro

E0 = ϕ 0đc


ϕ 0 ( Cu2+/Cu) = 0,34V


ϕ 0( Zn2+/Zn) = - 0,76V


Thế điện cực tiêu chuẩn ở 250C

EOS


Phân loại các chất oxy hoá khử
Phân loại
Chất OXH mạnh

Khoảng thế
> 1,5V

Ví dụ
MnO4- ,O3 , F2

Chất OXH trung bình +1,0V ...+1,5V CrO42- , MnO2 ,Cl2
Chất OXH yếu

+0,5V...+1,0V I2 , Fe3+ , Ag+

Chất khử yếu

±0V …+0,15V Sn2+ , Cu , HI

Chất khử trung bình

-0,5V…. ± 0V H2S , Fe , H2

Chất khử mạnh

< - 0,5V

Na , Al , Zn


Sức điện động của nguyên tố Ganvanic
aKH1

+

bOXH2
-ne



cOXH1 +
+ne

dKH2

∆G = - Amax’ = -qE =-n (e.NA)E = -nFE (thuận nghịch)

∆G0 = -nFE0
e = 1,6.10-19 [C]

c
d
OXH
KH
1
2
∆G = ∆G 0 + RT ln
KH1a OXH b2

c
1

RT OXH KH
E=E −
ln
nF
KH1a OXH
0

c
1

NA= 6,02.1023

0,059 OXH KH
E=E −
lg

a
n
KH
1 OXH
ở 250C
0

F = 96500 [C/mol]

d
2
b
2

∆G [J]
d
2
b
2

R= 8,314 [J/mol.K]
E [v] ; E0[v]


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]


Phương trình Nernst.
a OXH + ne + x[MToxh] ⇌ b KH + y[MTkh]
∆G = -nFϕ ; ∆G0 = -nFϕ0
ϕoxh / kh

RT [ OXH ] [ MToxh ]
0
= ϕoxh / kh +
ln
nF
[ KH] b [ MTkh ] y

ϕoxh / kh

0,059 [ OXH ] [ MToxh ]
0
= ϕoxh / kh +
lg
n
[ KH] b [ MTkh ] y

a

a

x

x

ở 250C

Thế điện cực ( thế khử ) là thông số cường độ.


a OXH + ne + x[MToxh] ⇌ b KH + y[MTkh]

RT [ OXH ] [ MToxh ]
+
ln
b
y
nF
[ KH ] [ MTkh ]

a

ϕoxh / kh = ϕ

0
oxh / kh

Thế điện cực phụ thuộc :

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

x


[
OXH ] [ MToxh ]
RT
+
ln
b
y
nF
[ KH] [ MTkh ]
a

ϕoxh / kh = ϕ0oxh / kh

x

[OXH] ↑ → ϕ ↑ → tính oxh của OXH ↑ → tính khử của KH ↓
[KH] ↑ → ϕ ↓ → tính oxh của OXH ↓ → tính khử của KH ↑
OXH + …. → Phức hay kết tủa → [OXH] ↓ → ϕ ↓
→ tính oxh của OXH↓ → tính khử của KH ↑
KH + …. → Phức hay kết tủa → [KH] ↓ → ϕ ↑
→ tính oxh của OXH ↑ → tính khử của KH ↓


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)


Chiều của phản ứng oxy hóa - khử.
OXH1 + ne
KH1
- ne
OXH2 + ne






KH1 ∆G1’ = -nFϕ 1
OXH1 ∆G1 = -nF (- ϕ 1)
KH2 ∆G2 = -nFϕ 2

KH1 + OXH2  OXH1 + KH2

∆G < 0

∆G = ∆G1+ ∆G2= -nFE = -nF(ϕ2 - ϕ1) < 0
ϕ2 - ϕ1 > 0 ; ϕ2 > ϕ1

OXHϕ > + KHϕ < → KHϕ > + OXHϕ <