Hóa đại cương A1

CHƯƠNG 8: ĐIỆN HOÁ HỌC
8.1Phản ứng oxi hóa- khử (Oxid hóa - khử)
Phản ứng oxi hóa khử là phản ứng trong đó nguyên tử hay ion này nhường điện tử cho nguyên tử hay ion khác.
Chất oxi hóa Chất oxi hóa là chất nhận điện tử được hay là chất có số oxi hóa giảm sau phản ứng. Chất oxi hóa sau khi nhận điện tử sẽ tạo thành chất khử tương ứng (chất khử liên hợp). Do đó, chất oxi hóa còn được gọi là chất bị khử.
Chất khử:
Fe -3e Fe3+ (quá trình oxi hoá)
Chất oxi hoá:
Cu2+ +2e Cu (quá trình khử)





a)Phương pháp cân bằng electron :
Các bước cân bằng:
Bước 1: Viết sơ đồ phản ứng với các nguyên tố có sự thay đổi số oxi hóa.
Bước 2: Viết các quá trình: khử (cho electron), oxi hóa (nhận electron).
Bước 3: Cân bằng electron: nhân hệ số để:
Tổng số electron cho = tổng số electron nhận.
(tổng số oxi hóa giảm = tổng số oxi hóa tăng).
Bước 4: Cân bằng nguyên tố không thay đổi số oxi hoá (thường theo thứ tự:
kim loại (ion dương):
gốc axit (ion âm).
môi trường (axit, bazơ).
nước (cân bằng H2Ođể cân bằng hiđro).
Bước 5: Kiểm soát số nguyên tử oxi ở 2 vế (phải bằng nhau).
vd:Fe0 → Fe3+ + 3e
1 x 2Fe0 → 2Fe3+ + 6e
3 x S6+ + 2e → S6+
2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
b)Phương pháp cân bằng ion – electron
Bước 1: Tách ion, xác định các nguyên tố có số oxi hóa thay đổi và viết các nửa phản ứng oxi hóa – khử.
Bước 2: Cân bằng các bán phản ứng:
Cân bằng số nguyên tử mỗi nguyên tố ở hai vế:
Bước 3: Cân bằng electron: nhân hệ số để
Bước 4: Cộng các nửa phản ứng ta có phương trình ion thu gọn.
Bước 5: Để chuyển phương trình dạng ion thu gọn thành phương trình ion đầy đủ và phương trình phân tử cần cộng vào 2 vế những lượng bằng nhau các cation hoặc anion để bù trừ điện tích.

Bước 1: Cu + H+ + NO3- → Cu2+ + 2NO3- + NO + H2O
Cu0 → Cu2+
NO3- → NO
Bước 2: Cân bằng nguyên tố:
Cu → Cu2+
NO3- + 4H+ → NO + 2H2O
Cân bằng điện tích
Cu → Cu2+ + 2e
NO3- + 4H+ + 3e → NO + 2H2O
Bước 3: Cân bằng electron:
3 x Cu → Cu2+ + 2e
2 x NO3- + 4H+ + 3e → NO + 2H2O
Bước 4: 3Cu + 2NO3- + 8H+ → 3Cu2+ + 2NO + 4H2O
Bước 5: 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO +4H2O


8.2.1 Lớp điện tích kép
Nhúng 1 tấm kim loại vào nước => kim loại tích điện âm và nước tích điện dương:
M (r) +mH2O -ne Mn+.mH2O
=> giữa bề mặt KL và dung dịch xuất hiện một lớp điện tích kép với một thế hiệu xác định. độ lớn của thế hiệu phụ thuộc vào bản chất KL.
8.2.2Điện cực

Kn:điện cực là một hệ gồm một thanh dẫn điện (bằng kim loại hoặc phi kim như than chì…) tiếp xúc với dung dịch chứa một cặp oxi hoá - khử liên hợp.
Có 4 loại điện cực thường gặp:
1.Điện cực kim loại – ion kim loại : gồm một kim loại tiếp xúc với ion của nó trong dung dịch. Ví dụ thanh kẽm tiếp xúc dung dịch ZnSO4.
Zn -2e Zn2+ (dd)
Điện cực kẽm thường được kí hiệu tắt: Zn(r)/Zn(dd)
2)Điện cực khí – ion: đó là loại điện cực trong đó chất khí tiếp xúc với cation của nó. Ví dụ điện cực hidro: khí hidro H2 tiếp xúc với cation H+
2H+ (dd)+ 2e H2
Điện cực hidro thường được kí hiệu tắt: H+(dd)/H2(k)/Pt(r)
Điện cực hidro thường được kí hiệu tắt: H+(dd)/H2(k)/Pt(r)
Điện cực tiêu chuẩn của hidro được quy ước là có điện thế bằng 0, và dùng làm chuẩn để so sánh khi đo điện thế các điện cực khác.
3)Điện cực kim loại - muối không tan của kim loại:
Điện cực bạc - bạc clorua, kim loại (Ag) tiếp xúc với muối không tan của nó (AgCl) đồng thời cũng tiếp xúc với dung dịch chứa muối tan cùng anion (Cl-).
AgCl(r) + 1e Ag +Cl-
Điện cực bạc được kí hiệu tắt: Cl-(dd)/AgCl(r)/Ag(r)
Cũng thuộc loại điện cực của kim loại - muối không tan còn có điện cực calomen.
4)Điện cực trơ: gồm một thanh kim loại trơ tiếp xúc với dung dịch chất ở hai trạng thái oxi hoá - khử khác nhau, ví dụ dung dịch chứa hỗn hợp hai muối FeCl3 với FeCl2.
Fe2+ +1e Fe3+
8.3 PIN ĐIỆN HÓA
1) Hiện tượng: Kim điện kế lệch xuất hiện dòng điện một chiều từ lá Cu (cực dương) sang lá Zn (cực âm). Chiều di chuyển của dòng electron ở mạch ngoài thì ngược lại, từ lá Zn sang lá Cu.
Zn2+(aq)
2e-
Cu2+(aq)
2e-
2- Cơ chế phát sinh dòng điện trong pin điện hóa :
Cực Zn: cực âm(hay anot)
Zn → Zn2+ + 2e (chất khử)
sự oxi hóa nguyên tử Zn
Cực Cu: cực dương (hay catot)
Cu2+ + 2e → Cu (chất oxi hoá )
sự khử ion Cu2+
+ Điện cực kẽm mòn dần.
+ Có lớp kim loại bám trên cực Cu.
+ Màu xanh cốc đựng CuSO4 nhạt dần.
Cầu muối: làm cân bằng điện tích trong dung dịch.
Phương trình tổng quát:
Zn + Cu2+ Cu + Zn2+
Như vậy:trong pin điện hoá Zn-Cu xảy ra phản ứng oxi hoá khử:Cu2+ (chất oxi hoá mạnh hơn) đã oxi hoá Zn (chất khử mạnh hơn) thành Zn2+ (chất oxi hoá yếu hơn) và Cu (chất khử yếu hơn) và năng lượng hoá học của phản ứng oxi hoá - khử đã chuyển hoá thành điện năng.
Lưu ý:chiều dòng điện là chiều từ cực dương(Cu) qua cực âm(Zn)
8.4.1 Đại lượng thế điện cực tiêu chuẩn:
Để xác định giá trị tuyệt đối của thế điện một điện cực, người ta chọn một điện cực nào đó để làm chuẩn so sánh và gán cho nó một giá trị điện thế nhất định.
Trong một điện cực bất kì được gọi là tiêu chuẩn phải có những yếu tố sau:
Hoạt động của tác chất và sản phẩm phải bằng đơn vị 1M

Áp suất khí = 1atm

Nhiệt độ : 25oC
Điện cực chuẩn so sánh được quốc tế chấp nhận là “ điện cực hidro tiêu chuẩn”
Điện cực hidro tiêu chuẩn được biểu thị:
Pt(r) | H2(k, 1 atm) | H+ (1M) khi là anot
Hay H+ ( 1M) | H2(k, 1 atm) | Pt(r) khi là catot
Điện thế này gán giá trị = 0 volt E02H+/H2 = 0
Thế điện cực tiêu chuẩn của một cặp oxi hóa- khử liên hợp chính là sức điện động của một pin ráp bởi điện cực tiêu chuẩn của cặp oxi hóa – khử liên hợp đó với điện cực hidro tiêu chuẩn
VD1: Xác định thế điện cực chuẩn của điên cực đồng khi ghép với điện cực hidro tiêu chuẩn thành 1 pin. Biết sức điện động của pin là 0,34V ở 250C và mạch ngoài electron xuất phát từ cực hidro đến cực đồng.

(Sức điện động của pin là hiệu điện thế điện cực dương và điện cực âm)
Ta có : anot là điện cực hidro
Theo sơ đồ nguyên tố Galvani trên:


Pt(r) | H2(k) | H+(1M) || Cu 2+ (1M) | Cu(r)

Anot : H2 – 2e -> 2H+ E0 = 0

Catot : Cu2+ + 2e -> Cu(r) E0 = ?

Pin : H2(k) + Cu2+ -> 2H+ + Cu(r) E0 = 0,34V
Vì E0pin = E0anot + E0catot
Nên E0Cu2+/Cu = E0pin - E0hidro
= 0,34 - 0 = 0,34V
 Điện cực khử tiêu chuẩn của đồng là + 0,34V
Tại anot xảy ra quá trình ôxi hóa, điện thế của điện cực của anot gọi là thế oxi hóa. Như vậy, điện thế sinh ra bởi điện cực catot được gọi là thế khử
VD2: : 1 pin tạo thành từ 1 điện cực hidro chuẩn với 1 điện cực kẽm chuẩn, sức điện động của pin là 0,76V ( ở 250C). biết catot là điện cực hidro. Hãy xác định thế điện cực khử tiêu chuẩn của điện cực kẽm.
Zn(r) | Zn2+(1M) || H+(1M) | H2(k, 1 atm) | Pt(r)

E0Zn = E0pin + E0hidro = 0,76

Zn(r) - 2e- -> Zn2+
Zn(r) | Zn2+(1M) || H+(1M) | H2(k, 1 atm) | Pt(r)

E0Zn = E0pin + E0hidro = 0,76

Zn(r) - 2e- -> Zn2+
Như vậy, thế điện cực oxi hóa của điện cực kẽm = +0,76V. Để thu được thế khử cần đổi dấu; do đó ta có thể khử chuẩn của điện cực kẽm :

Zn2+ + 2e- -> Zn(r) E0Zn2+/Zn = 0.76V
Ngày nay người ta còn sử dụng điện cực calomen thay thế cho điện cực hidro để tăng sự chính xác. Điện cực này được chế tạo từ kim loại thủy ngân trộn calomen Hg2Cl2 trong dung dịch KCl

Hg2Cl2(r) + 2e-  2Hg(l) + Cl- (k)
So với điện cực hidro tiêu chuẩn, thé khử tiêu chuẩn của điện cực calomen = +0,268V.
8.4.2 Ý nghĩa của đại lượng thế điện cực khử tiêu chuẩn:
1/ Thế điện cực khử càng lớn thì tính oxi hóa của dạng oxi hóa càng mạnh, tính khử của dạng khử liên hợp càng yếu.

2/ Dự đoán khả năng tự diễn biến của 1 phản ứng oxi hóa khử trong dung dịch ở điều kiện tiêu chuẩn.
1/ Thế điện cực khử càng lớn thì tính oxi hóa của dạng oxi hóa càng mạnh, tính khử của dạng khử lien hợp càng yếu.
VD: Ta có;
Cu2+ + 2e-  Cu0 +0,337V

Fe3+ + e-  Fe2+ +0,771V
tính oxi hóa của ion Fe3+ mạnh hơn tính oxi hóa của ion Cu2+

Tính khử của kim loại đồng mạnh hơn tính khử của ion Fe2+
2/ Dự đoán khả năng tự diễn biến của 1 phản ứng oxi hóa khử trong dung dịch ở điều kiện tiêu chuẩn.
VD: phản ứng dưới đây có tự diễn biến hay không, biết tất cả các chất ở trạng thái chuẩn

Fe3+ + Cu  Fe2+ +Cu2+
Vì E0 dương  phản ứng tự diễn biến ở điều kiện tiêu chuẩn.
Hay nói cách khác là: Dạng oxi hóa của cặp có thế điện cực lớn hơn có khả năng chiếm electron của dạng khử có cặp thế khử nhỏ hơn.
Fe3+ + e  Fe2+ E0 = +0,771V
Cu - 2e  Cu2+ E0 = -0,337V
2Fe3+ + Cu  2Fe2+ +Cu2+ E0 = +0,434V
8.5CÔNG ĐIỆN CỦA PIN VÀ PHƯƠNG TRÌNH NERNST.
1. Công điện của pin.
+ Điện năng do pin san sinh ra nhờ công hữu ích của phản ứng hóa học.Khi có điện lượng từ AB có điện thế V thì công mà hệ đã sản sinh ra là -Q V
Ví dụ: Một pin 6V tạo dòng điện 1,25A trong 1,5h.Tính điện lượng Q đã qua mạch và công điện w mà pin sản sinh?.
Nếu pin làm việc thuận nghịch nhiệt động học thì công đó hữu ích cực đại(wmax).Tại điều kiện nhiệt độ,áp suất không đổi,biến thiên thế đẳng áp đúng bằng công hữu ích cực đại: G = wmax= wđiện = -Q V
+ Điện tích một mol electron được gọi 1 Faraday (F).
Vậy điện lượng Q gồm n mol electron tức: Q = nF.
G = -Q V = -nF V .
Tại pin có điện động là E:
G = -nFE
1.Công điện của pin
+ Tại điều kiện chuẩn:
Ví dụ2: Cho điện thế tiêu chuẩn của hai cặp phản ứng oxi hóa-khử:Fe3+ (dd) + 1e-  Fe2+ (dd) Eo1 = +0,770V
Fe2+ (dd) + 2e-  Fe0 (r) E02 = -0,409V
a) Định thế tiêu chuẩn phản ứng cặp oxi hóa –khử:
Fe3+ (dd) + 3e-  Fe0 (r) E03 = ?
b) Ở điều kiện tiêu chuẩn phản ứng có xảy ra tự phát hay không?
3Fe2+ (dd)  2Fe3+ (dd) + Fe0 (r )
Như vậy,tại điều kiện tiêu chuẩn ,phản ứng không xảy ra tự phát
G0 = -nFE0
2.Phương trình Nernst
+ Biến thiên năng lượng tự do tiêu chuẩn G0 có liên ệ với Q của phản ứng thuận nghịch.
aA + bB  cC +dD
Ta có : G = G0 + RTlnQ .Suy ra: -nFE = - NFE0 + RTn.
Chia hai –nF vế ta được pt Nersnt : E = E0 – RTlnQ/nF.Chuyển qua logarit thập phân: E = E0 - 2,303RTlgQ/nF.
Phương trình dạng phổ biến: E = E0 - 0,0592lgQ/n
Ví dụ 3 : Tìm điện thế cực của điện cực gồm thanh kẽm nhúng trong dd muối kẽm sunfat có độ ion = 0,1 M.
Ví dụ 4: Tìm sức điện động của pin có sơ đồ:
Sn (r ) ‌ Sn2+ (0,15 M) ‌ ‌ Ag+ (0,17 M) ‌ Ag (r)
3.Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hóa –khử.
+ Khi đạt trạng thái cân bằn,biến thiên năng lượng tự do của phản ứng bằng 0.Lúc đó sức điện động của pin E = 0 ,Q = K. ta có:
E = E0 -0,05292 lgK/n  lgK= nF0/0,0592
Ví dụ 4: Tính biến thiên năng lượng do tiêu chuẩn và hằng số cân bằng ở 250C.
Sn (r) + 2Cu2+ (dd)  Sn2+(dd) + 2Cu2+ (dd).
Thank you for your listen
8.6 Vài nguồn điện hóa thông dụng.
Kn: là 1 loại nguồn điện hóa phổ biến dùng cho nhiều mục đích.
Trong pin: năng lượng phản ứng hóa học biến thành điện năng.
Các loại pin.
Các loại pin.
Các loại pin.
8.6.2 Acqui
Khái niệm : nguồn điện hoá hoạt động trên cơ sở hai điện cực có điện thế khác nhau .
Ngoài ra còn có những khác biệt cơ bản giữa pin và acqui: pin chỉ dùng một lần còn acqui có thể dùng nhiều lần bằng cách tái nạp điện.
Bộ acqui chì
Gồm 6 acqui giống nhau mắc nối tiếp. Mỗi acqui gồm 2 tấm chì khoét nhiều lổ chứa Pb0 nhúng trong dd H2 SO4 nồng độ 38%
Cả 2 tấm xảy ra pứ
PbO + H2SO4 -­-> PbSO4 + H2O
Khi nạp điện
(+) PbSO4 – 2e - + H2 SO4 PbO2+ SO42- +4H-
(-) PbSO4 + 2e-  Pb + SO42-
=> pứ tq:
2PbSO4 + 2H2O  Pb +PbO2 +2H2 SO4
Khi đó:
PbSO4 (-)  Pb hoạt động
PbSO4 (+)  PbO2
Như vậy: Điện nănghoá năng tích trữ trong bình acqui.
Khi sử dụng: nối liền 2 cực =dây dẫn, xảy sa quá trình phóng điện.
Khi pkóng điện:
(+) PbO2 + 2e- + 4H+ +SO42- PbSO4 +2H2O
(-) Pb – 2e- + SO42-  PbSO4
Pt tq:
Pb +PbO2 + 2H2SO4  2PbSO4 +2H2O
NL của pứ hoa học chuyển thành điện năng.
Khi mới nạp điện, E của mỗi acqui là:2.037V.
Trong quá trình sử dụng điện áp của nó sụt dần , khi đạt 1.85V thì cần tái nạp điện
Acqui kiềm
Gồm một điện cực Cd/Cd(OH)2 với một điện cực Ni/Ni(OH)2
Khi nạp:
Pttq: Cd(OH)2 + Ni(OH)2  Cd + 2Ni(OH)3
Khi phóng điện:
Pttq: Cd + Ni(OH)3 Cd(OH)2 + 2Ni(OH)2
Acqui kiềm cho điện áp 1.36V
Ưu điểm: bền khối lượng nhỏ
Nhược điểm :hiệu suất thấp
SỰ ĐIỆN PHÂN
8.7.1 Định nghĩa:
Điện phân là quá trình oxy hóa- khử sảy ra trên bề mặt các điện cực khi cho dòng điện một chiều đi qua chất điện li ( axit, bazo, muối) ở trạng thái nóng chảy hoặc dung dịch.
Ví dụ:NaCl → Na+ + Cl-
Cắm hai điện cực graphit và nối với nguồn điện một chiều.
Khi có dòng điện một chiều, các ion không còn chuyển động hỗn loạn theo mọi hướng, cation Na dời về cực âm, ở đó xảy ra quá trình khử( cực âm bình điện phân có tên là catot), anion Cl‾ dời về cực dương, ở đó xảy ra quá trình oxy hóa( cực dương của bình điện phân có tên là anot):

Catot ( - ): Na+ + 1e → Na
Anot (+ ): Cl- - 1e → 1∕2 Cl2 ↑
Phản ứng tổng quát của quá trình điện phân muối ăn nóng chảy được viết như sau:
NaCl Na + ½ Cl2 ↑
+ Chú ý:
Điện cực tại đó xảy ra quá trình oxy hóa có tên gọi là anot
Điện cực tại đó xảy ra quá trình khử có tên gọi là catot
Phân biệt trong pin
anot là cực âm, catot là cực dương
Phân biệt trong điện phân
Anot là cực dương, Catot là cực âm
→ năng lượng tiêu thụ biến thành hóa năng tiềm tàng trong các sản phẩm
Ví dụ: Hòa tan đồng clorua CuCl2 vào nước trong bình điện phân ( hai điện cực bằng graphit)
CuCl2 → Cu2 + + 2Cl-
H2O  H+ + OH-


Khi có dòng điện một chiều qua dung dịch, ở catot xảy ra quá trình khử ion đồng, ở anot xảy ra quá trình oxi hóa ion clorua:
Catot : Cu2+ + 2e- → Cu↓
Anot : 2 Cl- - 2e- → Cl2 ↓
* Nước là dung môi phân cực gây nên sự điện li của muối đồng clorua ở t­◦ thường.
Phản ứng tổng quát của quá trình điện phân dung dịch đồng clorua được viết như sau:

CuCl2 điện phân dung dịch Cu↓ + Cl2 ↑
8.7.2 Thế phân giải – Quá thế:

Định nghĩa:Thế hiệu tối thiểu của dòng điện một chiều đặt vào hai đầu điện cực của bình điện phân để gây nên sự điện phân được gọi là thế phân giải
Ví dụ: Khi cho dòng điện một chiều điện thế 1,02 V qua dung dịch CuCl2 , các ion đồng và clorua sẽ phóng điện. điện thế phân giải của dung dịch CuCl2 1 M là 1,02 V có nghĩa đúng bằng sức điện động của pin tương ứng:
E­° = 1,36 – ( + 0,34 ) = 1, 02 V





Thế phân giải của dung dịch ZnCl2 1 M là 2,12 V cũng đúng bằng sức điện động của pin tương ứng :
E­° = 1,36 – ( - 0,76 ) = 2,12 V
Thế phân giải của một chất điện ly bao gồm thế phân giải của cation và thế phân giải của anion Thế phân giải của một ion là thế hiệu tối thiểu cần đặt vào một điện cực để cho ion đó phóng điện. Với một số ion như Zn2+, Hg2+ Cu2+ , Ag+, Cl-, Br-, và I-, thế phân giải của ion thực tế bằng thế điện cực của nguyên tố tương ứng. Tuy nhiên với một số ion như Fe2+ , Ni2+ , H+ … thếphân giải của nhưng ion này cao hơn nhiều so với thế điện cực tương ứng
Hiện tượng này được gọi là sự quá thế.
Qúa thế là một hiện tượng phức tạp. Ngoài yếu tố bản chất của ion phóng điện ra, quá thế còn phụ thuộc cả vào vật liệu chế tạo điện cực, bề mặt điện cực, mật độ dòng điện, nhiệt độ …
Khả năng phóng điện của cation ở catot
Mn+ + ne- M↓
2H+ ( axit ) + 2e- H2↑
2H2O + 2e- H2↑ +2OH-
Ở catot, nói chung cation kim loại nào có thế điện cực lớn thì khi điện phân sẽ bị khử trước. Thực tế, qui tắc trên đây thường bị vi phạm bởi hiện tượng quá thế. Khi điện phân dung dịch chứa các ion Hg2+ , Ag+ Cu2+ , Zn2+ với nồng độ như nhau thì lần lượt các cation bị khử là Hg2+, Ag+ , Cu2+ ,Zn2+
Một số ion khác như Fe2+, CO2+, Ni2+, …có quá thế lớn, đặc biệt ion H+ có quá thế lớn. Vi vậy, mặc dù hidro có thế điện cực chuẩn bằng 0 nhưng do có quá thế rất lớn nên ion H khó bị khử hơn cả một số ion kim loại
( từ Pb2+ đến Mn2+ ) ion H+ chỉ đễ bị khử hơn cation từ Al3+ trở về phía các kim loại kiềm
Khả năng phóng điện của các anion anot.
Ở anot xảy ra quá trình oxi hóa các anion gốc axit ( vd: Cl-. S2-…) hoặc anion hidroxyl OH- của bazo kiềm hay nước.
2Cl- - 2e- → Cl2 ↑
2OH- - 2e- → 1/2O2 ↑ +H2O
H2O - 2e- → 1/2O2 ↑ + 2H+
Dễ bi oxi hóa nhất là các anion gốc axit không chua oxi như S2-, I-, Br- Cl-,…sau đó
anion OH-(của bazo kiêm hoặc nước) các anion gốc oxit chua oxit nhu nitrat, sunfat, phot phat ….rất khó bị oxi hóa
Nếu khi bị điện phan ta không dùng than chì, platin lam anot như thươ lệ (anot tro), trai lai ta dung các kim loại nhu Cu, Ni Ag, …làm anot thicac kim lọa này dễ bị oxi hóa hon các anion, và do dó chúng tan vào dung dịch (anot tan).
Cu - 2e- Cu2+
Ví dụ: Viết các quá trình điện cực và phản ứng tổng quát của quá trình điện
phân dung dịch NiSO trong hai trường hợp:
a)Hai điện cực bằng Pt
b)Hai điện cực bằng Ni
Trả lời:
Trước khi có dòng điện qua:
NiSO4 Ni2+ + SO42-
H2O H+ + OH-
Khi có dòng điện một chiều qua:
a) Catot: Ni2+ + 2e- Ni↓
Anot: H 2O - 2e- 1/2O2 ↑ + 2H+
Phản ứng tổng quát:
NiSO4 + H 2O Ni↓ + H2 SO4 + 1/2O2↑
b) Catot: Ni2+ + 2e- Ni↓
Anot: Ni - 2e- Ni2+
Tại anot, một phần điện cực kim loại niken tan vào dung dịch; tại catot, có một lượng niken như thế từ dung dịch bám vào nồng độ muối niken trong dung dịch không thay đổi.
ĐỊNH LUẬT FARADAY
Định luật 1:
Khối lượng chất thoát ra tỉ lệ thuận với điện lượng qua bình điện phân
m = kQ
k: đương lượng điện hóa có giá trị đúng bằng khối lượng chất thoát ra ở điện cực, khi có 1 đợn vị điện lượng qua bình điện phân
Q: điện lượng (F), (C), Ah
ĐỊNH LUẬT FARADAY
m = AIt
nF
m: khối lượng chất thoát ra ở điện cực
A: khối lượng mol nguyên tử chất thoát ra
n: số oxi hóa của ion bị khử điện tích ở điện cực(mol)
I: cường độ dòng điện qua bình điện phân(A)
t: thời gian điện phân(s)
F: hằng số Faraday( F = 96500)

ĐỊNH LUẬT FARADAY
Định luật 2:
- Những điện lượng như nhau qua bình điện phân làm thoát ra cùng 1 số đương lượng các chất.
- Cứ 1F qua bình điện phân làm thoát ra 1 đương lượng gam chất bất kỳ.
- Đương lượng gam của 1 nguyên tố là kim loại tính bằng gam của 1 lượng ngtố đó khi có 1 mol e tương tác ở điện cực.
ĐỊNH LUẬT FARADAY
Vd: sgk/373
Điện phân có nhiều ứng dụng trong điều chế kim loại như:
Điện phân nóng chảy: điều chế Na, K, Ca, Mg, Al. Dùng dòng điện để điện phân nóng chảy các hợp chất của kl(muối, axit, bazo)
Điện phân dd: điều chế Zn, Cu, Ag,…bằng cách điện phân dd muối của chúng.
Phương pháp xi mạ điện dùng để bảo vệ đồ vật, trang trí sản phẩm.

Nhắc lại 1 số khái niệm
Sự ăn mòn kl: sự phá hủy kl hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh. Đó là quá trình hóa học hoặc điện hóa trong đó kl bị oxi hóa thành ion dương.
Ăn mòn hóa học là quá trình oxi hóa khử, trong đó các e của kl được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường.
Vd: các chi tiết trong lò đốt, nồi hơi bị do tác dụng trực tiếp với hóa chất hoặc bị bay hơi ở nhiệt độ cao.
Nhiệt độ càng cao thì kl càng bị ăn mòn mạnh
Nhắc lại 1 số khái niệm
Ăn mòn điện hóa là quá trình oxi hóa khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của dd chất điện ly và tạo nên dòng e chuyển dời từ cực âm đến cực dương.
Chống ăn mòn kl gồm 2 phương pháp:
Bảo vệ bề mặt: vd: tôn là sắt được tráng kẽm
Phương pháp điện hóa: nối kl cần bảo vệ với kl hoạt động hơn pin điện hóa. Kl hoạt động hơn sẽ bị ăn mòn, kl kia được bảo vệ. Vd: để bảo vệ tàu biển người ta gắn vào những khối kẽm.
Phương pháp đúc điện chế tạo ra các sản phẩm có hình dạng phức tạp như đúc khuôn tinh vi…