Bài 13. Phản ứng hoá học

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 1 of 48
Điện hóa học
Đối tượng nghiên cứu
Phản ứng oxy hóa khử
Cân bằng phản ứng oxy hóa –Khử
Thế điện cực
Nguyên tố Gavanic
Sự điện phân
Định luật Faraday
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 2 of 48
1. ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 3 of 48
1. ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 4 of 48
1. ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 5 of 48
Phản ứng oxy hóa – khử
Phản ứng oxy hóa – khử
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 6 of 48
Phản ứng oxy hóa – khử
Phản ứng oxy hóa – khử
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 7 of 48
Phản ứng oxy hóa – khử
Phản ứng oxy hóa – khử
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 8 of 48
Cân bằng phản ứng
Cu (s) + Ag+ (aq)  Cu2+ (aq) + Ag (s)
Bước 3: Cu  Cu2+ + 2e-
2 Ag+ + 2 e-  2 Ag
Bước 4:Cu (s) + 2 Ag+ (aq)  Cu2+ (aq) + 2Ag (s)
Bước 1: Xác định bán phản ứng oxi hóa và khử:
OX: Cu  Cu2+ + 2e-
RED: Ag+ + e-  Ag
Bước 2:Cân bằng các bán phương trình
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 9 of 48
Cân bằng phản ứng
Fe+2 + MnO4- Fe+3 + Mn+2
MnO4- + 8 H+ + 5 e-  Mn+2 + 4H2O
Fe+2  Fe+3 + e-
5(Fe+2  Fe+3 + e-)
----------------------------------------
5Fe+2 + MnO4- + 8H+  5Fe+3 + Mn+2 + 4H2O
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 10 of 48
. Điện cực
- 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
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 11 of 48
Điện cực kim lọai – ion kim lọai (điện cực tan)
Điện cực kim loại là điện cực được tạo ra bằng cách nhúng một miếng kim loại vào dung dịch có chứa ion của kim loại đó ví dụ kẽm nhúng trong dung dịch sulfat kẽm ký hiệu Zn ZnSO4 , đồng nhúng trung dung dịch sulfat đồng ký hiệu Cu Cu2+ ký hiệu M M Z+
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 12 of 48
Điện cực khí – ion
Là loại điện cực trong đó chất khí tiếp xúc với cation của nó, H+H2  Pt,
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 13 of 48
Điện cực kim lọai – anion muối không tan
Kim loại tiếp xúc với muối không tan của nó đồng thời tiếp xúc với dung dịch chứa muối tan cùng anion. Ký hiệu Cl-(dd)|AgCl|Ag
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 14 of 48
Điện cực trơ
Gồm một thanh kim loại trơ tiếp xúc với dung dịch chất ở hai trạng thái oxi hóa –khử khác nhau. Ký hiệu Pt ox, khử hay Pt  Ox , khử
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 15 of 48
Pin điện (nguyên tố gavani)
Định nghĩa: pin điện là hệ gồm hai điện cực nối với nhau thành mạch kín
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 16 of 48
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)
Ecell = 1.103 V
Điện cực kẽm gọi là anot, tại đó xẩy ra quá trình oxi hóa; phản ứng oxi luôn xẩy ra trên anot
Zn → Zn2+ + 2 e
Điện cực đồng là catot; tại đó xẩy ra quá trình khử, phản ứng khử luôn xẩy ra trên catot
Cu2+ + 2 e → Cu
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 17 of 48
Pin điện (pin Danielle)
(-) Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) (+)
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 18 of 48
Thế điện cực và thế điện cực tiêu chuẩn
1. Sức điện động của pin điện
Sức điện động của pin bằng hiệu điện thế của hai điện cực E= ε+ - ε-
ứng với mỗi nửa phản ứng oxi hóa khử , mỗi điện cực có một điện thế xác định gọi thế điện cực
2. Thế điện cực tiêu chuẩn
Thế điện cực tiểu chuẩn của một cặp oxy hoá -khử là sức điện động của một pin tạo bởi điện cực chuẩn của cặp oxy hoá - khử đó với điện cực hidro chuẩn
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 19 of 48
Thế điện cực và thế điện cực tiêu chuẩn
2. Thế điện cực tiêu chuẩn
εH2= 0
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 20 of 48
Bảng thế điện cực tiêu chuẩn ở 250C
Oxi hóa yếu
Oxi hóa mạnh
Bán phản ứng khử
Khử hóa yếu
Khử hóa mạnh
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 21 of 48
Dựa vào bảng thế điện cực tiêu chuẩn:

Tính được sức điện động của một pin
Dự đoán khả năng diễn biến của một phản ứng oxy – hoá khử
So sánh độ mạnh các chất oxy hoá và độ mạnh các chất khử
Chú ý: hệ số tỷ lượng không làm thay giá trị của E
Bảng thế điện cực tiêu chuẩn ở 250C
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 22 of 48
Sức điện động và chiều của phản ứng

E0cell >0 DG0 < 0 Tự xẩy ra

E0cell < 0 DG0 > 0 không

E0cell = 0 DG0 = 0 Cân bằng
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 23 of 48
Phương trình Nernst
Trong đó:
E0: Thế điện cực tiêu chuẩn
n: Số e trao đổi
Q: Biểu thức định luật tác dụng khối lượng
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 24 of 48
Phương trình Nernst
aA + bB  cC + dD
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 25 of 48
Ví dụ:
Pt|Fe2+(0.10 M),Fe3+(0.20 M)||Ag+(1.0 M)|Ag(s)
Áp dụng phương trình Nernst để tính Ecell.
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 26 of 48
Ví dụ:
Pt|Fe2+(0.10 M),Fe3+(0.20 M)||Ag+(1.0 M)|Ag(s)
Fe2+(aq) + Ag+(aq) → Fe3+(aq) + Ag (s)
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 27 of 48
Ví dụ pin điện Au và Ag
3Ag + Au3+  3Ag+ + Au

Ag3++ e-  Ag E0 = +0.80 V
Au3++ 3e-   Au E0 = +1.50 V
[Au3+] = [Ag+]
= 1 M at 298K
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 28 of 48
Ví dụ pin điện Au và Ag
E0 = +0.70 V
Cho [Au3+] = [Ag+]
= 0.1 M at 298K

Nếu ½ lượng Au3+ phản ứng tính Ecell ?
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 29 of 48
Ví dụ pin điện Au và Ag

Nếu ½ lượng Au3+ phản ứng tính Ecell ?
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 30 of 48
Một số nguồn điện hóa thông dụng
Pin
Acqui
Sự điện phân
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 31 of 48
Một số nguồn điện hóa thông dụng
Pin
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 32 of 48
Một số nguồn điện hóa thông dụng
Pin điện
Pin kiềm
Pin chì
Pin niken
Pin nhiên liệu
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 33 of 48
Một số nguồn điện hóa thông dụng
Thanh đồng
Điện cực âm(-)
Anode: hỗn hợp Zn và KOH(aq)
Điện cực(+)
Cathode: Hỗn hợp MnO2 và C (graphite)
Giấy hoặc vải
Cách ly
Pin kiềm
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 34 of 48
Một số nguồn điện hóa thông dụng
Bán phản ứng
anode: Zn(s) + 2OH-(aq) --> ZnO(s) + H2O(l) + 2e-
cathode: 2MnO2(s) + H2O(l) + 2e- --> Mn2O3(s) + 2OH-(aq)
Tổng quát: Zn(s) + 2MnO2(s) --> Mn2O3(s) + ZnO(s)
Ecell = 1.54 V
Pin kiềm
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 35 of 48
Một số nguồn điện hóa thông dụng
Acqui
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 36 of 48
Acqui chì gồm hai tấm chì khoét nhiều lỗ chứa PbO nhúng trong dung dịch H2SO4 nồng độ 25% – 30% , lúc này xảy ra phản ứng:
PbO + H2SO4 = PbSO4 + H2O
Khi nạp điện (sạc):
Cực (+) : PbSO4 - 2e- + 2H2O = PbO2 + SO42- + 4H+
Cực (-) : PbSO4 + 2e- = Pb + SO42-
Như thế trong cả acqui xảy ra phản ứng:
2PbSO4 + 2H2O = Pb + PbO2 + 2H2SO4
và PbSO4 ở cực âm biến thành chì hoạt động, ở cực dương biến thành PbO2.
Một số nguồn điện hóa thông dụng
Acqui
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 37 of 48
Khi acqui hoạt động sẽ xảy ra quá trình phóng điện:
Cực (-) : Pb - 2e- + SO42-  PbSO4
Cực (+) : PbO2 + 2e- + 4H+ + SO42-  PbSO4 + 2H2O
Như thế trong cả acqui xảy ra phản ứng:
Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O
Một số nguồn điện hóa thông dụng
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 38 of 48
Hydrogen-Oxygen Fuel Cell
Một số nguồn điện hóa thông dụng
Pin nhiên liệu
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 39 of 48
Bán phản ứng
anode: 2H2(g) + 4OH-(aq) --> 4H2O(l) + 4e-
cathode: O2(g) + 2H2O(l) + 4e- --> 4OH-(aq)
Tổng quát: 2H2(g) + O2(g) --> 2H2O(l)
Một số nguồn điện hóa thông dụng
Pin nhiên liệu
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 40 of 48
Hiện tượng ăn mòn
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 41 of 48
Hiện tượng ăn mòn
Bán phản ứng
anode: Fe(s)  Fe2+(aq) + 2e-
cathode: O2(g) + 4H+(aq) + 4e-  2H2O(l)
Tổng: 2Fe(s) + O2(g) + 4H+(aq)  2Fe2+(aq) + 2H2O(l)
Ecell > 0 (Ecell = 0.8 to 1.2 V), do vậy quá trình tự xẩy ra
Quá trình tạo dỉ
4Fe2+(aq) + O2(g) + 4H+(aq)  4Fe3+(aq) + 2H2O(l)
2Fe3+(aq) + 4H2O(l)  Fe2O3·H2O(s) + 6H+(aq)
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 42 of 48
6. Sự điện phân và định luật faraday
6.1. Sự điện phân
HUI© 2006
General Chemistry:
1.0 M Zn+2
e-
e-
Anode
Cathode
1.10
Zn
Cu
1.0 M Cu+2
Sự điện phân và định luật faraday
HUI© 2006
General Chemistry:
1.0 M Zn+2
e-
e-
Anode
Cathode
Pin
>1.10V
Zn
Cu
1.0 M Cu+2
Q = It
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 45 of 48
Định luật faraday
m= AIt/nF (khối lượng điện phân thu được)
I : cường độ dòng điện
t thời gian điện phân (s)
A; Khối lượng mol
F hằng số faraday
Sự điện phân và định luật faraday