Dien hoa hoc phin dien hoa

<span class='text_page_counter'>(1)</span>ĐIỆN HÓA HỌC. LOGO.

<span class='text_page_counter'>(2)</span> Mục tiêu 1. Sử dụng được bảng thế oxy hóa khử tiêu chuẩn để chỉ ra chiều của một phản ứng oxy hóa khử. 2. Viết được công thức và tính được suất điện động của nguyên tố Ganvani. 3. Mô tả và viết được công thức thế điện cực của một số loại điện cực thường sử dụng trong hóa học. 4. Nêu được những nguyên tắc chung sử dụng nguyên tố Ganvani trong việc xác định pH bằng phương pháp điện hóa..

<span class='text_page_counter'>(3)</span> 1. Phản ứng oxy hóa khử 1.1. Định nghĩa 1.2. Số oxy hóa 1.3. Cân bằng phản ứng oxy hóa khử 1.4. Đương lượng gam của chất trong pứ O-K 1.5.Thế oxy hóa khử và chiều hướng của pứ O-K. • ɛo/k là đại lượng đặc trưng cho khả năng tham gia vào pứ O-K của 1 cặp oxy hóa khử liên hợp.

<span class='text_page_counter'>(4)</span> • ɛ0o/k : thế oxy hóa khử tiêu chuẩn • Quy tắc :. 0. Oxh Kh. nhỏ. <. 0. Oxh Kh. lớn. Pứ diễn ra theo chiều Oxh-mạnh + khử-mạnh  Oxh-yếu + khử-yếu Ví dụ:. 0. + 2 Co. = -0,28v. Co. <. 0. + 2. Sn. = -0,14v. Sn.  pứ theo chiều. Sn2+ + Co.  Sn + Co2+.

<span class='text_page_counter'>(5)</span> 2. Nguyên tố Ganvani 2.1. Nguyên tố Daniells - Iacobi •Kí hiệu pin: - Zn/ Zn2+// Cu2+/Cu + •Phản ứng điện cực: - Cực âm: Zn – 2e → Zn2+ - Cực dương: Cu2+ + 2e → Cu Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu.

<span class='text_page_counter'>(6)</span> 2.2. Sự xuất hiện thế điện cực Zn. Kim loại hoạt động. Cu. Kim loại kém hoạt động.

<span class='text_page_counter'>(7)</span> 2.3. Công thức Nernst Phản ứng tổng quát trên điện cực ox + ne ↔ kh ɛ =. ɛ0. +. RT nF. ln. [Ox] [Kh]. ɛ: Thế điện cực ɛ0: Thế điện cực tiêu chuẩn R = 8,31J/mol.K F = 96500C n: số e trao đổi trên pứ điện cực [Ox], [Kh]: nồng độ dạng ox-h và dạng khử..

<span class='text_page_counter'>(8)</span> ɛ =. ɛ0. +. 0,059 n. lg. [Ox] [Kh]. • Ví dụ: đối với nguyên tố Daniell - Iacobi * Cu2+ + 2e = Cu0 +. ƐCu2+/ Cu = Ɛ0Cu2+/ Cu ƐCu2+/ Cu = Ɛ0Cu2+/ Cu. 0,059 [Cu2 ] + lg [Cu] 2 0,059 + lg[ Cu2+] 2. * Zn - 2e = Zn2+ ƐZn2+/ Zn. =. Ɛ0. 2+ Zn / Zn. 0,059 + lg[ Zn2+] 2.

<span class='text_page_counter'>(9)</span> 2.4. Suất điện động của pin E (v): Epin =. ɛ + - ɛ-. (0< E < 2,5v) • Ví dụ 1: Cho 2 cặp o-k: Cu2+/Cu+, ɛ01 = +0,15v I2/2I-, ɛ02 = +0,54v Viết sơ đồ pin và biểu thức tính sức điện động của pin..

<span class='text_page_counter'>(10)</span> Giải: I2 + 2Cu+  2I- + 2Cu2+. - (Pt) / Cu2+, Cu+ // I-/ I2 (Pt) + E = Ɛ+ - Ɛ=. Ɛ0. + 2 2. 2. 0,059 0,059 [I2] Cu 0 + + lg − 2 - Ɛ 1 lg I Cu 2 2 −. =. Ɛ0. 2-. Ɛ0. 1. - 0,059lg. [I ] Cu + Cu. + 2. 2.

<span class='text_page_counter'>(11)</span> • Ví dụ 2: a. Phản ứng sau đây diễn ra theo chiều nào? Vì sao? Co(NO3)2 + Sn  Sn(NO3)2 + Co Ɛ0Co2+/ Co = -0,28v Ɛ0Sn2+/ Sn = -0,14v b. Tính sức điện động của nguyên tố - Co/ Co2+(0,02M)// Sn2+(0,01M)/Sn +.

<span class='text_page_counter'>(12)</span> Giải: a.. 0. + 2 Co. <. 0. Co. b.. ƐCo2+/ Co. Sn.  pứ theo chiều nghịch. Sn. Sn2+ + Co ƐSn2+/ Sn. + 2.  Sn + Co2+. 0,059 = -0,14 + lg(0,01) = -0,199v 2 0,059 = -0,28 + lg(0,02) = -0,33v 2. E = ƐSn2+/ Sn - ƐCo2+/ Co = -0,199 – (-0,33) =0,131v.

<span class='text_page_counter'>(13)</span> • Ví dụ 3: Thiết lập nguyên tố Ganvani gồm 2 điện cực Sn/Sn2+ (0,1M) và Pb/Pb2+ (0,001M) Ɛ0Pb2+/ Pb = -0,13v Ɛ0Sn2+/ Sn = -0,14v a. Tính Epin b. Tính Epin khi nồng độ các ion bằng nhau và bằng 0,1M..

<span class='text_page_counter'>(14)</span> Giải: 0,059 a. = + lg[ Pb2+] 2 0,059 2+ ƐPb / Pb = -0,13 + lg(0,001) = -0,22v 2 0,059 2+ 0 2+ ƐSn / Sn = Ɛ Sn / Sn + lg[ Sn2+] 2 0,059 2+ ƐSn / Sn = -0,14 + lg(0,1) = -0,17v 2. ƐPb2+/ Pb. Ɛ0. 2+ Pb / Pb. - Pb/ Pb2+(0,001M)// Sn2+(0,1M)/Sn + E = ƐSn2+/ Sn - ƐPb2+/ Pb = -0,17 – (-0,22) = 0,05v.

<span class='text_page_counter'>(15)</span> b. Khi [Sn2+] =[Pb2+] =0,1M ƐPb2+/ Pb. ƐSn2+/ Sn. 0,059 = -0,13 + lg(0,1) = -0,16v 2 0,059 = -0,14 + lg(0,1) = -0,17v 2. - Sn/ Sn2+(0,1M)// Pb2+(0,1M)/Pb + E = ƐPb2+/ Pb - ƐSn2+/ Sn = -0,16 – (-0,17). = 0,01v.

<span class='text_page_counter'>(16)</span> 2.5. Pin nồng độ (C2 > C1) - Cu/ Cu2+(C1)// Cu2+(C2)/Cu +. Epin = ɛC2 - ɛC1 Epin. =. 0,059 C2 lg 2 C1.

<span class='text_page_counter'>(17)</span> 3. Một số loại điện cực 3.1. Điện cực kim loại M/Mn+ Pứ điện cực: Mn+ + ne ↔ M ƐMn+/ M. =. Ɛ0Mn+/ M. 0,059 + lg[ Mn+] n.

<span class='text_page_counter'>(18)</span> 3.2. Điện cực khí Hydro: (Pt) H2/ H+ H2 1atm Pứ điện cực: 2H+ + 2e ↔ H2 0,059 + 0 + Ɛ2H / H2 = Ɛ 2H / H2 + lg[ H+]2 2 Ɛ2H+/ H2 = 0,059lg[H+] = -0,059pH. Pt.

<span class='text_page_counter'>(19)</span> 3.3. Điện cực oxy hóa – khử (Pt)/ Fe3+, Fe2+ (Pt)/ MnO4-, Mn2+, H+ (Pt)/ C6H4O2, C6H4(OH)2, H+. Pt. Pứ điện cực: Fe3+ + e ↔ Fe2+. ƐFe3+/ Fe2+. =. Ɛ0. 3+ 2+ + 0,059 Fe / Fe 1. 3. +. [Fe ] lg 2+ [Fe ].

<span class='text_page_counter'>(20)</span> 3.4. Điện cực calomen: Hg/Hg2Cl2, ClPứ điện cực Hg2Cl2 + 2e ↔ 2Hg + 2Cl(Hg22+ + 2e ↔ 2Hg) ƐHg2Cl2/Hg = Ɛcal = =. Ɛ0. Ɛ0. Ɛ0. 2+ Hg2 /2Hg. 2+ Hg2 / 2Hg. 2+ Hg2 / 2Hg. +. +. 0,059 2. +. 0,059 2. 0,059 2. + 2 lg[Hg2 ]. THg2Cl2 lg − 2 Cl. lgTHg2Cl2 – 0,059lg[Cl-]. Ɛcal = Ɛ0cal – 0,059lg [Cl-]. Pt. Hg.

<span class='text_page_counter'>(21)</span> 3.5. Điện cực thủy tinh. Ɛthủy tinh = Ɛ0thủy tinh + 0,059 lg [H+] = Ɛ0thủy tinh – 0,059 pH HCl 0,1M.

<span class='text_page_counter'>(22)</span> 4. Ứng dụng của các nguyên tố Ganvani 4.1. Xác định Ɛ0oxh/kh * Thiết lập pin: + Điện cực hidro chuẩn +1 Điện cực có cặp oxi hóa khử cần xác định thế. * Ví dụ: - Zn/Zn2+ (1M) // H+ (1M)/H2 (Pt) + E = Ɛ0H+/ H2 - Ɛ0Zn2+/ Zn = 0,76 (v) Ɛ0Zn2+/ Zn = - 0,76 (v).

<span class='text_page_counter'>(23)</span> 4.2. Xác định pH bằng phương pháp điện hóa - Thiết lập pin: + Điện cực calomen + Điện cực có thế phụ thuộc pH *Ví dụ: - thủy tinh-calomen + E = Ɛcal - Ɛthủy tinh = Ɛcal - Ɛ0thủy tinh + 0,059 pH pH=. E− Ɛcal. + Ɛ0thủy tinh. 0,059.

<span class='text_page_counter'>(24)</span>

<span class='text_page_counter'>(25)</span>