bài tập nhiệt động hóa học

MỤC LỤC
PHẦN MỞ BÀI...............................................................................................2
Chương 5 : NHIỆT ĐỘNG HỌC ĐIỆN HÓA................................................3
1. Sự xuất hiện thế trên ranh giới phân chia pha.......................................3
1.1. Thế điện hóa.............................................................................................3
1.2. Các loại thế trên ranh giới phân chia pha.................................................4
2. Thế điện cực...............................................................................................6
2.1. Khái niệm.................................................................................................6
2.2. Các loại điện cực......................................................................................6
3. Nhiệt động học về nguyên tố Galvani....................................................10
3.1. Nguyên tố Galvani..................................................................................10
3.2. Thế điện cực tiêu chuẩn..........................................................................12
3.3. Sức điện động của pin............................................................................12
4. Phân loại các loại pin...............................................................................12
4.1. Mạch vật lí..............................................................................................12
4.2. Mạch nồng độ.........................................................................................13
5. Ứng dụng của phép đo sức điện động....................................................14
5.1. Xác định hệ số hoạt độ ion trung bình....................................................15
5.2. Xác định số tải........................................................................................15
5.3. Xác định pH của dung dịch....................................................................16
5.4. Xác định hằng số tan của chất ít tan.......................................................18
5.5. Xác định hằng số cân bằng của phản ứng oxi hóa – khử.......................18
5.6. Xác định nồng độ ion.............................................................................19
TÀI LIỆU THAM KHẢO.............................................................................20

1


LỜI MỞ ĐẦU
Ðiện Hóa học là một phần của môn Hóa Lý, Ðiện Hóa Học có nhiệm vụ
nghiên cứu những thuộc tính Hóa lý của dung dịch chất điện phân cũng như sự

chuyển động của các ion trong dung dịch dưới tác dụng của điện trường; nghiên
cứu các hiện tượng và quá trình (cân bằng hoặc không cân bằng) xảy ra ở ranh
giới pha điện cực và dung dịch điện phân với sự tham gia của các hạt mang điện
(ion hoặc điện tử). Ngày nay Ðiện Hóa Học phát triển rất mạnh cả về lý thuyết
lẫn ứng dụng : Sự quang điện phân, các nguồn điện năng mới với hệ điện cực và
dung dịch làm từ những vật liệu hoàn toàn mới. Ngoài ra những quy luật của
điện hóa còn được vận dụng có hiệu quả vào những quá trình xảy ra trong cơ thể
sống . Ðó là Sinh Ðiện Hóa Học .
Với đề tài tiểu luận chương “Nhiệt động học điện hóa” , nhóm chúng em
hy vọng có thể truyền tải những nội dung lý thuyết cơ bản và mấu chốt về các
vấn đề có liên quan đến chương này.
Chương “Nhiệt động học điện hóa” có các nội dung cơ bản sau:
- Sự xuất hiện thế trên ranh giới phân chia pha
- Thế điện cực
- Nhiệt động học về nguyên tố gavani
- Phân loại pin
- Ứng dụng của phép đo sức điện động.
Trong quá trình thu thập tài liệu, phân tích tổng hợp các lý thuyết cũng như
trình bày bài tiểu luận nhóm chúng em không thể tránh phải sai sót. Kính mong
sự góp ý của các thầy cô và bạn đọc để bài tiểu luận trở nên hoàn chỉnh hơn.

2


Chương 5 : NHIỆT ĐỘNG HỌC ĐIỆN HÓA
1. Sự xuất hiện thế trên ranh giới phân chia pha
1.1. Thế điện hóa
Để đặc trưng cho cân bằng pha của hệ chứa các phần tử không
mang điện tích thì người ta sử dụng khái niệm thế hóa học. Khi xét cân bằng
trên ranh giới pha của hệ có mặt các phần tử tích điện thì khái niệm thế điện

hóa có ý nghĩa cơ bản.
Về mặt hình thức thế điện hóa được định nghĩa tương tự với thế hóa
học.

(1)
Trong đó G là năng lượng tự do Gibbs của hệ và có biểu thức vi phân
như sau:

(2)
Trong đó: V: thể tích, p: áp suất, S: entropi, T: nhiệt độ, µi: thế hóa học,
F: số Faraday, Zi: điện tích của phần tử mang điện i, ϕ: là điện thế tại điểm
đặt của i.
Từ (1) và (2) ta có:

=> Phương trình trên cho thấy mối liên hệ giữa thế điện hóa và thế hóa
học.
Đối với pha α, ta có:

Trong đó: + µi : hợp phần hóa học
+ Zi F ϕ : hợp phần điện
Khái niệm thế điện hóa được E.A. Guggenheim đưa vào hóa học năm
1929 để mô tả trạng thái cân bằng trên ranh giới pha. Theo ông thế điện hóa
3


biểu thị công để chuyển một mol cấu tử mang điện i từ xa vô cùng tới một
điểm sâu trong lòng pha (ví dụ: pha α).

Hình 1.1. Sự phân chia thế điện hóa của cấu tử i thành hợp phần hóa học
và hợp phần điện

1.2. Các loại thế trên ranh giới phân chia pha
Tùy thuộc vào bản chất và đặc điểm của hai pha tiếp xúc, người ta chia
thành:
a. Thế tiếp xúc giữa kim loại - kim loại
Thế tiếp xúc xuất hiện trên bề mặt tiếp xúc của hai pha kim loại do
sự chuyển dịch electron từ kim loại này sang kim loại khác.

Hình 1.2. Sự xuất hiện thế tiếp xúc kim loại - kim loại
Cân bằng được thiết lập khi thế điện hóa của e ở 2 kim loại M1 và M2
như nhau.

Khi cân bằng:

4


=>
được gọi là thế trên ranh giới kim loại - kim loại
b. Thế tiếp xúc giữa kim loại - dung dịch
Khi nhúng một thanh kim loại M vào dung dịch chứa ion kim loại
này thì có sự chuyển dịch của một số ion kim loại từ pha rắn vào pha lỏng và
ngược lại.

Hình 1.3. Thế Galvani trên ranh giới kim loại - dung dịch
Gọi A và B lần lượt là tốc độ chuyển ion kim loại M từ kim loại vào
dung dịch và từ dung dịch vào kim loại. Nếu:
+ A > B : Bề mặt kim loại tích điện âm, dung dịch tích điện dương.
+ A < B : Bề mặt kim loại tích điện dương, dung dịch tích điện âm.
+ A = B : Quá trình chuyển pha của các cation đạt trạng thái cân bằng. Tuy
nhiên, do pha rắn có khả năng hấp phụ đặc biệt cation hoặc anion trong dung

dịch lên bề mặt của nó tạo ra một cấu trúc lớp kép khác với 2 trường hợp trên.
Nói chung, trên bề mặt điện cực xuất hiện một lớp điện tích kép làm xuất
hiện bước nhảy thế ϕ, gọi là thế tiếp xúc kim loại - dung dịch ( hay còn được
gọi là thế điện cực).
Khi cân bằng:

(1.3)
5


Vì

Nên (1.3) trở thành:

=>
được gọi là thế trên ranh giới kim loại - Dung dịch
c. Thế khuếch tán
Thế khuếch tán xuất hiện trên bề mặt tiếp xúc của hai dung dịch
(khác nhau về nồng độ hoặc khác nhau về bản chất chất tan) do sự khác biệt
về linh độ hoặc tốc độ khuếch tán của ion khi qua màng ngăn giữa 2 dung
dịch.
Nếu hai dung dịch của cùng một chất điện li tiếp xúc nhau nhưng
với nồng độ khác nhau, thì phía bên dung dịch có nồng độ lớn hơn sẽ tích
điện dương nếu anion có linh độ lớn hơn cation và ngược lại.
Ví dụ: cho 2 dung dịch 0.1 N và 0.01 N NaOH, thì dung dịch 0.1 N
NaOH tích điện dương, vì ion OH- có linh độ lớn hơn ion Na+.
2. Thế điện cực
2.1. Khái niệm
Một pin điện hóa bao giờ cũng gồm 2 bán pin , mỗi bán pin được xem là 1
điện cực . Như vậy điện cực là 1 hệ gồm 1 bản kim loại nhúng vào dung dịch

điện phân chứa ion của kim loại đó .
Ðối với 1 điện cực phản ứng hóa học xảy ra theo phương trình :
M n +( dd) + ne

M (kim loại)

Tổng quát : Ox + ne
Kh
Ox , Kh là 2 dạng oxi hóa hay khử của 1 chất . Trên nguyên tắc ta không thể
xác định điện thế của mỗi điện cực vì phép đo hiệu thế đòi hỏi sự hiện diện của
2 điện cực :

Phương trình Nernst:

6


Trong đó: + n: Số electron trao đổi
+ F: hằng số Faraday
+ R: hằng số khí
+ T: nhiệt độ tuyệt đối (K)
Khi T=298K, R=8.314 J/mol.K, F=96500 Culong và ln=2.3lg ta được dạng
cụ thể của phương trình Nernst cho phép tính thế điện cực của một điện cực bất
kì ở 25oC:

=>
2.2. Các loại điện cực
a. Điện cực loại 1
Ðiện cực này gồm 1 kim loại M (hoặc á kim) nhúng vào 1 dung dịch chứa
ion của kim loại đó hoặc á kim đó (dạng oxi hóa).

Phản ứng điện cực:

-

Đối với điện cực kim loại:

-

Đối với điện cực á kim:
7


Lưu ý: Đối với các chất rắn nguyên chất thì nồng độ của nó bằng 1: aM=1,
aMe=1.
Ví dụ:

b. Điện cực loại 2
Ðiện cực này gồm 1 kim loại M có bọc một hợp chất khó tan (muối, oxit
hay hidroxit) của kim loại đó, nhúng vào một dung dịch chứa anion của hợp chất
khó tan đó .

Phản ứng điện cực:

Điện thế của điện cực:
Lưu ý: Thế của điện cực loại hai được xác định bởi hoạt độ anion hợp chất
khó tan thông qua tích số tan của muối MA.

Khi đó điện thế của điện cực trở thành:

8


Ví dụ: Điện cực bạc - Iodua bạc

c. Điện cực loại 3
Ðiện cực này gồm kim loại tiếp xúc với 2 muối khó tan có chung anion
được nhúng vào dung dịch chứa cation của muối khó tan thứ 2.

Trong đó muối MA có độ tan nhỏ hơn muối M’A
Ví dụ:
Phản ứng điện cực:
(Trong đó độ tan của PbCO3 < CaCO3)
Như vậy khi pin hoạt động có sự chuyển hóa muối có độ tan nhỏ sang muối
có độ tan lớn hơn .

+
Pb 2+

PbCO3

Ta có:

+

CO32-

;
9

Vậy:

+

d. Điện cực khí
Điện cực khí là điện cực bao gồm một tấm kim loại trơ có bề mặt rất rộng dễ
hấp thụ khí, tiếp xúc với dung dịch chất điện li có chứa ion nguyên tố ở dạng khí
(kim loại trơ thường là platin:Pt).
Ví dụ: Điện cực hydro, điện cực oxi, điện cực Clo,...
Điện cực hydro:

e. Điện cực hỗn hống
Hệ gồm hỗn hống của kim loại tiếp xúc với dung dịch chứa ion kim loại đó.

10


Phản ứng điện cực:

Mn + + ne

o
=
Ví dụ: Điện cực Cd2 + / Cd ( Hg)

Cd2 +

M ( Hg )

+

+ 2e

Cd ( Hg )

o
=
+
f. Điện cực oxi hóa - khử
Hệ gồm kim loại trơ (Pt) nhúng vào dung dịch chứa đồng thời hai dạng oxi
hóa khử.
Sơ đồ : Ox / Kh / Pt

Phản ứng điện cực: Ox + ne

=

o

Kh

+

Một điện cực điển hình có tầm quan trọng trong ứng dụng thực tế là
điện cực quinhydron.
Quinhydron là 1 hỗn hợp đồng phân tử của quinon và
hydroquinon :

+ 2H

+

+ 2e

11


Quinon
Hydroquinon

o

=

+

với

= 0,695 volt

Vì a quinon = a Hydroquinon ( có
bị ion hóa . Ngoài ra nồng độ 2 chất bằng nhau :

=

o

1 ) là những chất không

+

= 0,695 - 0,0591 pH
=> Phương trình trên có ý nghĩa trong việc đo pH của dung dịch .
3. Nhiệt động học về nguyên tố Galvani
3.1. Nguyên tố Galvani.
Pin điện là một hệ gồm hai điện cực ghép nối với nhau thành một mạch kín.
Trong hóa học người ta thường gọi pin điện là “nguyên tố galvani”.
Trong nguyên tố Gavani điện cực nào có thế cân bằng âm hơn (ít dương
hơn) sẽ là cực âm của nguyên tố. Điện cực nào có thế cân bằng dương hơn (ít
âm hơn) sẽ là cực dương của nguyên tố. Cực âm của nguyên tố được gọi là cực
anot, cực dương của nguyên tố được gọi là cực catot.
Electron sẽ chuyển từ cực âm sang cực dương qua dây dẫn kim loại. Kết quả
của hai phản ứng điện hóa trên hai điện cực cho ta dòng điện chạy trên dây dẫn
kim loại theo chiều từ cực dương sang cực âm.
Ví dụ: Pin Daniell gồm điện cực tan kẽm ráp với điện cực tan đồng. Điện
cực kẽm Zn(r)|ZnSO4(dd 1M) tiếp xúc với điện cực đồng Cu(r)|CuSO4(dd 1M)
qua một cầu muối: đó là một ống thủy tinh chứa dung dịch muối NH4NO3 hay
KCl...

12


Khi hai điện cực này được khép kín bằng dây dẫn ở mạch ngoài, sẽ có một
dòng electron chuyển dời từ cực kẽm qua dây dẫn đến cực đồng. Ở đây, trên bề
mặt thanh đồng, các ion Cu2+ sẽ nhận electron (ion đồng bị khử). Còn bản thân
thanh kim loại kẽm tan vào dung dịch (kim loại kẽm bị oxi hóa).
Điện cực kẽm là anot: tại đó xảy ra quá trình oxi hóa.
Điện cực đồng là catot: tại đó xảy ra quá trình khử.
Zn(r) – 2e → Zn2+ (dd) (quá trình oxi hóa tại anot)

Cu2+ (dd) + 2e → Cu(r) (quá trình khử tại catot)
Khi đó phản ứng xảy ra trong pin:
Zn(r) + Cu2+ → Zn2+ (dd) + Cu(r)
Sơ đồ pin Daniell được viết như sau:
(-) Zn|ZnSO4(1M) || CuSO4(1M) |Cu (+)
Điện cực Zn là điện cực âm của nguyên tố, vì thế tiêu chuẩn của Zn âm hơn
của Cu ( ϕ Zn = - 0,763V ; ϕCu = + 0,340V). Anot (cực âm) được viết ở bên trái,
catot (cực dương) được viết ở bên phải. Giữa hai điện cực là cầu muối.
3.2. Thế điện cực tiêu chuẩn
Theo quy ước của IUPAC:
Điện cực tiêu chuẩn hiđro đóng vai trò anot và được viết ở bên trái sơ đồ
pin. Còn điện cực nghiên cứu đóng vai trò catot và được viết ở bên phải của sơ
đồ pin.
Ví dụ:
(Pt)H2 | HCl (1M) || CuSO4 (1M) | Cu
Như vậy phản ứng xảy ra trong pin theo quy ước là:
Anot: H2 – 2e ƒ 2H+
Catot: Cu2+ + 2e ƒ Cu↓
o

o

13


H2↑ + Cu2+ ƒ
2H+ + Cu
3.3. Sức điện động của pin
Theo quy ước viết sơ đồ nguyên tố thì sức điện động E bằng hiệu giữa thế
của điện cực dương hơn và thế của điện cực âm hơn.

E = ϕ(+) - ϕ(-)
Ví dụ: đối với nguyên tố Đanien – Giacôbi, với T= 298,15K, F= 96500
C.mol-1, R= 8,314 J.K-1mol-1, thì :
E = ϕ(+) - ϕ(-) = ϕCu2+ / Cu - ϕZn2+ / Zn
RT
2,303.8,314.298.5
0
ln
a
2+
Cu
ϕ
ϕCu 2+ / Cu ϕ
96500
=
+ 2F
= Cu 2+ /Cu lg aCu 2+
0, 0592
0
ϕ
= Cu2+ / Cu - n lg aCu 2+
0
Cu 2+ / Cu

RT
2,303.8,314.298.5
ln aZn2+ ϕ 0
2+
96500
=

+ 2F
= Zn / Zn lg aZn2+
0, 0592
0
ϕ Zn
2+
n
/ Zn =
lg aZn2+

ϕZn2+ / Zn

0
ϕ Zn
2+
/ Zn

4. Phân loại các loại pin:
Không có nguyên tắc cứng nhắc làm cơ sử cho sự phân loại pin điện. Đa
phần người ta phân theo mạch điện hóa.
4.1. Mạch vật lí
Hai điện cực giống nhau về tính chất hóa học, phản ứng điện cực là như
nhau, khác nhau về tráng thái vật lí của điện cực, sđđ E = Eo
E = oP – oT = Eo
Nguồn điện năng của mạch vật lí được đo bằng năng lượng tự do Gibbs
trong sự chuyển điện cực từ trạng thái vật lí kém bền sang trạng thái bền hơn.
Trong mạch vật lí không có sự tải chất.
4.2. Mạch nồng độ
Là mạch điện hoa có hai cực giống nhau về trạng thái vật lí và tính chất hóa
học, nhúng vào dung dịch của cùng một chất diện li nhưng khác nhau về nồng

độ.
Điện năng do hệ sinh ra là do sự san bằng nồng độ dung dịch. Mạch nồng độ
được chia thành mạch có tải và mạch không tải.
a. Mạch không tải
14


Ví dụ: Pt, H2 (P = 1atm) | HCl(a1) | AgCl, Ag, AgCl | HCl(a2) | H2, Pt, P=1
Mạch không tải trên có hai đ HCl hoạt độ khác nhau nhưng không trực tiếp
tiếp xúc với nhau. Có thể xem mạch không tải trên là sự ghép ngược nhau của
hai pin điện
Pt, H2 (P = 1atm) | HCl(a1) | AgCl, Ag
Pt, H2 (P = 1atm) | HCl(a2) | AgCl, Ag
Sđđ E của mạch bằng E1 – E2. Nửa trái ứng với 1 Faraday lưu thong:
H2 + AgCl

HCl (a1) + Ag

nửa phải:
HCl (a2) + Ag

H2 + AgCl

G = -EF

Gọi (a+/-)1 và (a+/-)2 là hoạt độ trung bình của chất điện phân bên trái và phải
của mạch nồng độ thì sđđ bằng:

v: tổng số ion
v+, v-: số cation và anion do chất điện li phân li ra

Z+, Z-: hóa trị ion
Các điện cực trái cà phải của mạch làm việc thuận nghịc. Nếu là cation thì
dấu dương được xác định, nếu là anion thì theo sơ đồ:
Ag, AgCl | HCl (a1) | H2 (1atm) | HCl (a2) | AgCl, Ag
thì lấy dấu âm cho sđđ.
b. Mạch có tải
Có sự tải ion, làm việc thuận nghịch với cation, có sự san bằng nồng độ của
hai dung dịch trực tiếp tiếp xúc với nhau
Pt, H2 (P=1) | HCl (a1)HCl (a2) | H2 (P=1), Pt
15


Giả thiết a1 < a2, điện thế H2 bên trái mạch dương hơn bên phải mạch. Ki
đóng mạch thì điện cực trái là anot, điện cực phải và catot của pin điện, cation
H3O+ di chuyển trong mạch từ trái sang phải (từ nơi có dd loãng sang nơi có dd
đặc hơn, Cl- di chuyển theo chiều ngược lại.
1F điện lượng lưu thong qua mạch điện hóa sẽ có 1 mol nguyên tử H bị ion
hóa ở điện cực trái để cho 1 mol ion H3O+, đồng thời 1 lượng tương đương của
H3O+ bị phóng điện ở điện cực phải để cho 1 mol nguyên tử H thoát ra.
t+ mol ion H điện chuyển qua ranh giới hai dd theo chiều dòng điện (trái
sang phải), t- mol ion Cl- điện chuyển theo chiều ngược lại. t + và t- là số tải của
các ion H và Cl tương ứng (số tải xác địh theo Hittorf)
Khi 1F lưu thong, có sự chuyển t- mol HCl từ khu catot (điện cực phải) sang
anot (điện cực trái), tức là từ nơi dd đậm đặc sang nơi dd loãng hơn.
Chuyển hoạt độ chất điện phân thành hoạt độ trung bình đối với HCl:

Dạng tổng quát s.đ.đ của mạch nồng độ có tải làm việc thuận nghịch với
cation hoặc anion:

5. Ứng dụng của phép đo sức điện động

5.1. Xác định hệ số hoạt độ ion trung bình
Hệ số hoạt độ ion trung bình của chất điện phân được xác định chính xác
bằng phương pháp đo sức điện động của mạch hóa học không tải.
VD: (-) Zn / ZnCl2 / Hg2Cl2, Hg (+)
E = E0 – 3/2 . 0,059lga+/- ZnCl2
E = E0 – 3/2 . 0,059lgγ+/- . m.v+/-

(v+/- = v+v+ . v-v-)

Hay: E + 3/2 . 0.059lgm . v = E0 -3/2 . 0,059lgγ+/-

(1)

Phương trình (1) cho thấy tại một giá trị m có hai đại lượng E 0 và γ+/- chưa
biết. Ta xác định E0 bằng cách vẽ đồ thị (E + 3/2 . 0,059lgm . v +/-) - (vì sự phụ
thuộc của lgγ+/- vào là đường thẳng)
Ngoại suy phần tuyến tính của đồ thị tới m=0 cắt trục tung tại E 0, vì khi
16


m=0 thì γ+/-=1
suy ra lgγ+/- =0

Khi biết E0 và E tại m nào đó, ta xác định γ+/- theo (1)
5.2. Xác định số tải
Để xác định số tải, người ta xác định sức điện động của pin nồng độ có tải.
Ví dụ:Zn/ZnCl2
a1+/-

ZnCl2/Zn

a2+/-

t+ = (1-t)
Nếu như hoạt độ của các chất chưa biết thì để xác định số tải người ta tiến
hành đo E của pin không tải và có tải như sau:
- Pin nồng độ không tải:

17


5.3. Xác định pH của dung dịch
Nguyên tắc của phép đo là lập một nguyên tố galvani gồm một điện cực so
sánh (thường là điện cực calomen) và một điện cực có thế phụ thuộc vào pH của
dung dịch được gọi là điện cực chỉ thị (thường là điện cực hidro, điện cực
quinhidron hay điện cực thủy tinh)
a.Điện cực chỉ thị là điện cực hidro
(-) Pt, H2/H+, A-//KCl/Hg2Cl2, Hg (+)

Khoảng đo pH từ 1 đến 8
b.Điện cực chỉ thị là điện cực quinhidron
(-) Hg, Hg2Cl2/KCl//H+, C6H4O2, C6H4(OH)2/Pt (+)

Với: pH từ 1 đến 8 và dung dịch nghiên cứu không chứa chất oxi hóa hoặc
khử
c. Điện cực chỉ thị là điện cực thủy tinh
(-) Hg, Hg2Cl2/KCl//dung dịch chứa H+ nghiên cứu/ĐC thủy tinh (+)
18


(giá trị pH có thể đo được đến 12)

Hiện nay người ta sử dụng các áy đo pH với điện cực chỉ thị là điện cực thủy
tinh và máy đã được chuẩn hóa sao cho có thể đọc trực tiếp giá trị pH trên màn
hình.
d. Xác định hằng số bền của phức chất
VD: Hằng số bền của phức chất Ag(CN)2Lập nguyên tố điện hóa:
(-) Ag/Ag(CN)2,KCN//AgNO3/Ag (+)
Ở cực âm: _

Ag – e

Ag+ + 2CN-

Ag+
Ag(CN)2-

Mà: Kb
a.

Kb

=

S
+ RT/F lnaAg(CN)2 – RT/F ln Kb.a2CN
+ RT/F lnaAg(CN)2 - RT/F ln Kb – RT/F lna2CN

Ở cực dương: Ag+ + e

Ag

Sức điện động:

E = RT /F lnaAg + RT/F lnaAg(CN)2 + RT/F lna2CN
=> Xác định được hằng số Kb
5.4. Xác định hằng số tan của chất ít tan
Xác định hằng số tan của AgCl
19


Lập nguyên tố điện hóa:
Ở cực âm: _

Ag – e

Ag+ + Cl-

Mà

(-) Ag, AgCl/HCl/Cl2,Pt (+)

AgCl

Ag+
T.t-1

aAg+.aCl- = T.t => aAg+ = T.t/aCl-

Suy ra:
Ở cực dương: Cl2 – e

Cl-

Sức điện động:

=>xác định giá trị T.t
5.5. Xác định hằng số cân bằng của phản ứng oxi hóa – khử
Giả sử có hai cặp phản ứng oxi hóa khử:
Oxh1 + ne

Kh1

Oxh2 + ne

Kh2

Phản ứng có thể xảy ra theo hai khả năng:
Oxh1 + Kh2

Oxh2 + Kh1

Ga = -nFEa

(*)

Oxh2 + Kh1

Oxh1 + Kh2

Gb = -nFEb

(**)

Phản ứng xảy ra theo cách mà G < 0 => E > 0
Ta có:

Ea = 1 - 2 > 0 => 1 > 2
Eb = 2 – 1 > 0 => 2 > 1

Do vậy:
1

> 2 thì phản ứng xảy ra theo (*)
20


2

> 1 thì phản ứng xảy ra theo (**)

=> Phản ứng xảy ra theo chiều có E > 0
Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hóa – khử
Xét phản ứng (*)
Oxh1 + Kh2

Oxh2 + Kh1

Ga = -nFEa

Khi phản ứng đạt cân bằng thì G = 0 => E = 0
Hay 1c.b = 2c.b

Ở 25oC:

5.6. Xác định nồng độ ion
Tương tự như cách sử dụng điện cực thủy tinh để xác định nồng độ ion H +, ở
đây để xác định nồng độ của một dạng ion xác định như Li +, Na+, Pb2+, Cl-,…
người ta chế tạo điện cực màng ion, thế điện cực chỉ phụ thuộc một dạng ion xác
định, điện cực màng có thể ở dạng rắn hay lỏng.
TÀI LIỆU THAM KHẢO
1. Lê Tự Hải, Giáo trình Điện hóa học, 2009.
2. Trần Hiệp Hải - Trần Kim Thanh, Giáo trình Hóa lí Tập 3, Nhà xuất bản
giáo dục 1983.
3. Nguyễn Văn Duệ - Trần Hiệp Hải, Bài tập Hóa Lí, Nhà xuất bản giáo dục
Việt Nam 1987.
4. Trần Hiệp Hải, Phản ứng điện hóa và ứng dụng, Nhà xuất bản giáo dục
2002.
5. Lâm Ngọc Thềm - Trần Hiệp Hải, Bài tập hóa lí cơ sở, Nhà xuất bản khoa
học và kĩ thuật 2002.

21


22