Hóa h_c 1-chuong 11 dienhoa4TIET-da sua.rar

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 1 of 48
Chương 11: ĐIỆN HÓA HỌC
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 2 of 48
Điện hóa học
11.1 Đối tượng nghiên cứu
11.2 Phản ứng oxy hóa khử
11.3 Cân bằng phản ứng oxy hóa –khử
11.4 Thế điện cực
11.5 Nguyên tố Gavani
11.6 Sự điện phân
11.7 Định luật Faraday
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 3 of 48
11.1 ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 4 of 48
ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 5 of 48
11.2.Phản ứng oxy hóa – khử và cặp oxi hóa khử liên hợp
11.2.1 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
11.3 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
11.4 Điện cực
Điện cực: là một hệ gồm một thanh dẫn điện ( kim loại hoặc phi kim như than chì…) tiếp xúc với dung dịch chứa một cặp oxi hóa khử liên hợp.
Ví dụ: Khi nhúng một thanh dẫn điện
vào dd chất điện ly ta được một điện cực
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 10 of 48
.Các loại điện cực phổ biến
- 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
11.4.1 Điện cực kim lọai – ion kim lọai (điện cực tan)
Gồm một kim lọai tiếp xúc với ion của nó trong dung dịch
Điện cực thường được ký hiệu tắt M ( r) | Mn+ (dd)
Ví dụ: Điện cực đồng
Cu (r) | Cu2+
Quá trình xãy ra Cu-2e ⇋ Cu2+
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 12 of 48
11.4.2 Điện cực khí – ion
Chất khí tiếp xúc với cation của nó
H+ (dd) | H2(k) | Pt (r)
Quá trình xãy ra
2H+ (dd) + 2e ⇋ H2(k)
Nếu áp suất khí H2 bằng 1 atm, a H+=1M, nhiệt độ 250C ta có điện cực tiêu chuẩn hydro (E=0)
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 13 of 48
11.4.3 Điện cực kim lọai – anion muối không tan của kloại
Kim loại tiếp xúc với muối không tan của nó đồng thời tiếp xúc với dung dịch chứa muối tan cùng anion.
AgI (r ) + 1e ⇋ Ag (r) + I- (dd)
I-(dd) | AgI(r ) |Ag (r )
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 14 of 48
11.4.4. Điện cực trơ
Gồm một thanh kim loại trơ (như Pt) tiếp xúc với hai dd chất có trạng thái oxy hóa –khử khác nhau ( ví dụ dd chứa hỗn hợp 2 muối Fe2+, Fe3+)
Fe3+,Fe2+(dd)|Pt(r )
Fe2+ - 1e ⇋ Fe3+
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 15 of 48
11.5 Pin điện (Nguyên tố Ganvani)
Là một hệ gồm 2 điện cực ghép nối với nhau thành một mạch kín
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 16 of 48
(-) Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) (+) Ecell = 1.103 V
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 17 of 48
Cách biểu diễn nguyên tố Ganvani
Anot là điện cực ở đó xãy ra quá trình oxi hóa
Zn (r ) - 2e  Zn2+
Catot là điện cực ở đó xãy ra quá trình khử
Cu2+ + 2e  Cu
Cách biểu diễn nguyên tố Ganvani
Dùng ký hiệu |để chỉ sự phân cách giữa hai pha; các chất trong cùng một pha dùng dấu phẩy (, );dùng | | để chỉ cầu muối; anot được viết bên trái, catot được viết bên phải
(-) Zn(r) | Zn2+ (dd) || Cu2+(dd) | Cu(r) (+)
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 18 of 48
11.6 Thế điện cực
11.6.1 Thế điện cực tiêu chuẩn
Thế điện cực tiêu 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 tiêu chuẩn
Thế điện cực hydro tiêu chuẩn được biểu thị
Pt(r)| H2 (k, 1atm)| H+ (1M) khi là anot
H+ (1M) | H2 (k, 1atm)| Pt(r) khi là catot
E02H+/H2= 0
Hiện nay người ta thường dùng điện cực calomen làm điện cực so sánh thay cho điện cực hydro.Điện cực này chế tạo từ kim loại thủy ngân trộn calomen Hg2Cl2 trong dung dịch KCl
½ Hg2Cl2 (r ) + 1e ⇋ Hg ( l) + Cl- (dd)
So với điện cực tiêu chuẩn hydro thế điện cực chuẩn của điện cực calomen bằng + 0, 2680V
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
11.6.2 Ý nghĩa của thế điện cực khử tiêu chuẩn
1) So sánh độ mạnh các chất oxy hoá và độ mạnh các chất khử.
Thế điện cực khử càng lớn thì tính oxi hóa của dạng oxi hóa càng mạnh, tính khử của dạng liên hợp càng yếu
Ví dụ:
Fe3+ + e  Fe2+ E0 = + 0,71V
Cu2+ + 2e  Cu0 E0 = + 0,337V
Tính oxi hóa của Fe3+ mạnh hơn Cu2+, tính khử của của đồng kim loại lớn hơn tính khử của Fe2+

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 22 of 48
Ví dụ: Tính sđđ sinh ra bởi pin có phản ứng :
Ag++ Cr2+ Ag(r ) + Cr3+
giả thiết hoạt độ các ion 1M
Giải : anot: Cr2+ - 1e  Cr3+ E0 = + 0,41V
catot Ag+ + 1e  Ag E0 = + 0,80V

Ag++ Cr2+ Ag(r ) + Cr3+ E0 = +1,21V

Hay: E0 = + 0,80 – (- 0,41) = + 1,21
E = Thế khử của điện cực dương - thế khử của điện cực âm

2) Tính được sức điện động của một pin
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 23 of 48
3. Dự đoán khả năng diễn biến của một phản ứng
oxy hoá - khử
Ví dụ: Phản ứng sau có xãy ra không nếu tất cả các chất ở đk chuẩn: Fe3+ + Cu  Fe2+ + Cu2+
Giải Fe3+ + 1e  Fe2+ E0 = + 0,771 V
Cu - 2e  Cu2+ E0 = - 0,337 V
2Fe3+ + Cu 2 Fe2+ + Cu2+ E0 = +0,434 V
Vì phản ứng có E0 dương nên phản ứng tự xãy ra


Dạng oxi hóa của cặp có thế điện cực khử lớn
hơn có khả năng nhận electron của dạng khử của cặp
có thế khử nhỏ hơn
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 24 of 48
11.7 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
Sự phụ thuộc của thế điện cực cũng như sức điện động của một pin được thể hiện bằng phương trình Nernst
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 25 of 48
Có phản ứng a A + b B = eE + gG
Nếu xãy ra trong dd loãng , ta có hệ thức

G = G0 +RTln = G0 +RTln Q

Mặt khác ta có G = -nFE
Do đó ta có thể suy ra : nFE = nFE0 - RT lnQ
Ở nhiệt độ thường E = E0 – (0,0592 /n) lg Q
Trong đó
2,303.R.T/F = (2,303 x 8,314 x 298)/96500= 0,0592 và n là số e tham gia phản ứng
CeECgG
CAaCBb
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)
Áp dụng phương trình Nernst để tính Ecell.
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 27 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)
Ecell = 0.029 V – 0.018 V = 0.011 V
Thay vào: E0 = 0,800-0,771= 0,029V
HUI© 2006
General Chemistry:
1.0 M Zn+2
e-
e-
Anode
Cathode
Zn
Cu
1.0 M Cu+2
11.8 Sự điện phân và định luật Faraday
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 29 of 48
11.8.1 Định nghĩa điện phân
Điện phân là quá trình oxi hóa- khử xảy ra trên các điện cực khi có dòng điện 1 chiều đi qua chất điện ly ở trạng thái nóng chảy hoặc dung dịch
Lưu ý : Theo qui ước điện cực, ở đó có qt oxi hóa (nhường e) là anot, còn điện cực mà tại đó xảy ra qt khử (nhận e) là catot
+ Trong pin anot là cực âm, catot là cực dương
+ Trong điện phân catot là cực âm, anot là cực dương
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 30 of 48
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 31 of 48
11.8.2. Thế phân giải-Quá thế
1) Thế phân giải: Thế hiệu tối thiểu của dòng điện một chiều đặt vào hai điện cực của bình điện phân để gây nên sự điện phân
Thế phân giải của một chất điện ly bằng thế phân giải của cation và thế phân giải của anion, tức là bằng sức điện động của pin tương ứng
Ví dụ Thế phân giải của dd CuCl2 và ZnCl2 trong dd 1M là

Dd CuCl2: E0=E02Cl-/Cl2- E0Cu2+/Cu= 1,36-(+0,34) = 1,02V

Dd ZnCl2: E0=E02Cl-/Cl2- E0 Zn2+/Zn= 1,36-(-0,76)= 2,12V
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 32 of 48
2.Quá thế
Quá thế là hiện tượng khi đặt vào điện cực một hiệu điện thế bằng thế điện cực nhưng không xãy ra quá trình điện phân mà cần một hiệu điện thế cao hơn
Ví dụ như các ion Fe2+, H+, Ni2+, Co2+…
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 33 of 48
11.8.2 Định luật Faraday
Định luật 1:Khối lượng chất thoát ra tỉ lệ với điện lượng qua bình điện phân m= kQ
Trong đó k là đương lượng điện hóa về giá trị nó bằng khối lượng chất thoát ra ở điện cực khi có một đơn vị điện lượng đi qua bình điện phân
Q là điện lượng có thể tính bằng đơn vị Faraday (F),
1F= 96.500 C = 26,8 A.h
Định luật 2: Những điện lượng như nhau đi qua bình điện phân làm thoát ra cùng một số đương lượng gam chất
Cứ 1 F điện lượng đi qua bình điện phân thoát ra 1 đương lượng gam chất bất kỳ
Thay Q=I.t và Đ= A/n thì biểu thức toán học của định luật là
m= (A.I.t)/(n.F)
Alà n.t.g; I cương độ dòng điện (Ampe); t là thời gian(giây),
F= 96500 C
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 35 of 48
CHƯƠNG 11 ( 1TIẾT)
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 36 of 48
Một số nguồn điện hóa thông dụng
Pin
Acqui
Sự điện phân
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 37 of 48
Một số nguồn điện hóa thông dụng
Pin
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 38 of 48
Một số nguồn điện hóa thông dụng
Acqui
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 39 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.
 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
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 40 of 48
. Một số nguồn điện hóa thông dụng
Sự điện phân
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 41 of 48
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 42 of 48
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 43 of 48
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 44 of 48