Chương I: DUNG DỊCH ĐIỆN LY

ĐIỆN HĨA HỌC Điện hóa học mơn học chủ yếu nghiên cứu q trình chuyển hóa lượng thành điện (pin) trình chuyển điện thành hóa (điện phân) Nói cách chung hơn, điện hóa nghiên cứu mối quan hệ tượng hóa tượng điện Điện hóa có vai trị quan trọng cơng tác nghiên cứu phịng thí nghiệm thực tế sản xuất Nó sở lý thuyết cho nhiều phương pháp nghiên cứu đồng thời sở lý thuyết cho nhiều ngành kỹ nghệ hóa chất, luyện kim… Chương I: DUNG DỊCH ĐIỆN LY I.1 Tính chất dẫn điện dung dịch điện ly: I.1.1 Dung dịch điện ly dây dẫn loại hai: Tùy theo chế tính chất dẫn điện, dây dẫn rắn lỏng chia thành hai loại: dây dẫn điện tử hay dây dẫn loại dây dẫn ion hay dây dẫn loại hai a Đặc điểm dây dẫn loại một: - Có độ dẫn điện cao Dưới tác dụng điện trường, điện tử chuyển dịch chiều từ cực âm sang cực dương Nhiệt độ tăng làm cho ion nút mạng lưới kim loại dao động mạnh lên, ngăn cản chuyển động điện tử, độ dẫn điện giảm - Đặc điểm thứ hai dây dẫn điện tử nối trực tiếp với nguồn điện Dòng điện qua dây dẫn loại gây hiệu ứng nhiệt, hiệu ứng từ biến đổi vật lý khác, không gây biến đổi liên quan trực tiếp đến q trình hóa học b Đặc điểm dây dẫn loại hai: Dây dẫn loại hai dây dẫn chuyển điện ion muối, axít bazơ Khi hịa tan nước (và số dung môi khác) chất phân ly thành ion mang điện trái dấu tạo dung dịch điện ly Đây dây dẫn loại hai điển hình Ngồi dây dẫn loại hai cịn bao gồm muối nóng chảy số muối rắn Đặc điểm dây dẫn loại hai là: có độ dẫn điện thấp loại nhiều Nhưng nhiệt độ tăng, độ nhớt dung dịch, độ solvát ion giảm, độ dẫn điện tăng Một điều quan trọng dây dẫn loại hai nối trực tiếp với nguồn điện mà bắt buộc phải có dây dẫn loại làm trung gian Khi dịng điện từ cực đến cực nguồn điện mà muốn qua dây dẫn loại hai phải qua bề mặt phân chia pha hai loại dây dẫn Thí dụ: muốn cho dịng điện qua dung dịch, ta phải đặt vào hai điện cực dây dẫn loại nguồn điện Dưới tác dụng điện trường hai điện cực, cation chuyển catot, anion chuyển anot Q trình chuyển ion lịng dây dẫn loại hai giống chuyển vận điện tử lòng dây dẫn loại một, không gây biến đổi hóa học Nhưng tới điện cực, cation nhận điện tử từ catot bị khử Thí dụ: Cu2+ + 2e = Cu anion nhường điện tử cho anot bị oxy hóa, thí dụ: Cl- - 2e = Cl2 Kết phân tử chất tan bị phân hủy thành hợp phần Từ ta thấy đặc điểm điển hình dây dẫn loại hai khác với dây dẫn loại dòng điện muốn qua dây dẫn loại hai phải qua bề mặt phân chia pha Tại bề mặt phân chia xảy thay đổi chế dẫn điện, dẫn tới hệ tránh gây q trình điện hóa Chính lý vừa trình bày mà dây dẫn loại hai đối tượng điện hóa học I.1.2 Độ dẫn điện dung dịch điện ly: Độ dẫn điện đại lượng đặc trưng cho khả chuyển điện dây dẫn Theo định nghĩa, độ dẫn điện nghịch đảo điện trở, cịn đìện trở phụ thuộc vào độ dài l, tiết diện S, điện trở suất ρ dây dẫn Theo định luật Ôm: R  l S (9-1) Điện trở dây dẫn loại hai tuân theo định luật chung, độ dẫn điện có hai khái niệm: Độ dẫn điện riêng χ độ dẫn điện đương lượng λ a Độ dẫn điện riêng phương pháp đo: Theo định nghĩa, độ dẫn điện riêng biểu diễn bằng:  l Từ (9-1) (9-2) ta có: R   S l  Hay R S  (9-2) (9-3) R (9-3) điện trở cột chất điện ly tiết diện 1cm chiều dài cm Vậy: độ dẫn điện riêng độ dẫn điện cột dung dịch chất điện ly nằm hai điện cực tiết diện 1cm2 đặt cách cm (hình 9-1) Đơn vị đo χ (Ω-1.cm-1) Muốn đo độ dẫn điện ta cần xác định điện trở R khối dung dịch đặt hai điện cực tỷ số khoảng cách với tiết diện hai điện cực l/S (Vì khó chế tạo điện cực 1cm2 đặt cách 1cm) Điện trở R đo phương pháp so sánh theo nguyên tắc cầu Uýt- stôn Sơ đồ thường dùng phịng thí nghiệm trình bày hình 9-2 RX: điện trở khối dung dịch cần đo Ra, Rc, Rd: điện trở có cm cm H× nh 9-1 thể thay đổi ? Máy phát O cung cấp nguồn điện xoay chiều với tần số khoảng 1000 Hz, phát máy nghe tiếng kêu nhỏ Khi cầu có cân bằng, tiếng kêu máy nghe nhỏ điều kiện quan hệ điện trở là: Ra Rc Rd R RX  d Ra Rc Rx H× nh 9-2 (9-4) Từ ta có: R X  Ra Rd Rc Để xác định tỷ số l/S bình đo ta dùng dung dịch chuẩn có độ dẫn điện riêng biết sẵn Tỷ số số bình đo, cịn gọi số bình k Sau xác định R k ta có:  k R Thí dụ 1: Đo điện trở dung dịch KCl 0,02M 25 0C bình đo điện cho sẵn ta R = 82,4 Ω Độ dẫn điện riêng dung dịch KCl 0,002768 (Ω cm-1) Cũng dùng bình đo dung dịch K 2SO4 0,005N ta có R = 326,0 Ω Xác định số bình độ dẫn điện riêng dung dịch K2SO4 Giải: Ta có: k = R χ k = 82,4 Ω 0,002768 Ω-1.cm-1 = 0,2281 cm-1 Từ ta có:  k 0,2281cm   = 6,997 10-4 (Ω-1.cm-1) R 326,0 b Độ dẫn điện đương lượng: Muốn so sánh khả dẫn điện chất điện ly ta phải so sánh độ dẫn điện lượng chất định Vì vậy, người ta đưa khái niệm độ dẫn điện đương lượng Độ dẫn điện đương lượng độ dẫn điện dung dịch chứa đương lượng gam chất điện ly nằm hai điện cực song song cách cm thường ký hiệu λ Tuy nhiên ta khơng có khả xác định trực tiếp độ dẫn điện đương lượng λ Vì vậy, cần thiết lập mối quan hệ λ với χ Từ định nghĩa ta thấy: Độ dẫn điện đương lượng độ dẫn điện riêng (độ dẫn điện cm3) nhân với thể tích chứa đương lượng gam chất điện ly (hình 9-3) Nếu dung dịch có nồng độ C (đlg/l) thể tích chứa đlg là: h X 1cm 1cm 1cm l H× nh 9-3 1000 V  lít  cm C C Từ ta có:    V  Vì  1000 C (9-5) 1000 biểu diễn đlg-1.cm3 , χ biểu diễn Ω-1.cm-1 nên λ biểu C diễn đlg-1.Ω-1.cm2 Thí dụ 2: Độ dẫn điện đương lượng dung dịch K 2SO4 theo số liệu thí dụ là:   1000 6,997.10  4.1000  139,9 (đlg-1.Ω-1.cm2) C 0,005 I.1.3 Chất điện ly yếu chất điện ly mạnh: a Chất điện ly yếu định luật pha loãng: Khi hịa tan chất điện ly vào dung mơi có số điện mơi đủ lớn, phân tử chất điện ly bị phân ly thành ion mang điện ngược dấu Có hai loại chất điện ly: chất điện ly yếu chất điện ly mạnh Những chất điện ly hịa tan có phần phân tử bị phân ly, phần tồn dạng phân tử , gọi chất điện ly yếu Quá trình phân ly chất điện ly yếu phản ứng thuận nghịch, phân tử không phân ly ion có thiết lập cân Thí dụ: phản ứng phân ly axit axetic HCH3COO  CH3COO - + H+ Mức độ phân ly chất điện ly đặc trưng bằng: Số phân tử phân ly = Độ phân ly α Số phân tử ban đàu đem hịa tan Hệ số Vanhơp: Tổng số tiểu phân (phân tủ + ion) sau phân ly i = = Số tiểu phân (phân tử) trước phân ly Hằng số phân ly Ka thiết lập sau: Giả thử có phản ứng phân ly dạng: AB = A+ + BKa  a A a B  a AB (9-6) aA+, aB-, aAB – hoạt độ cation, hoạt độ anion hoạt độ phân tử AB có cân Ka phụ thuộc vào nhiệt độ Nếu dung dịch đủ loãng thay hoạt độ nồng độ Gọi nồng độ AB C, độ phân ly α, nồng độ AB không phân ly (1-α)C nồng độ dạng ion αC Thay giá trị vào (9-6) ta có: K C C 2  C 1   .C   (9-7) Phương trình (9-7) nêu rõ mối quan hệ độ phân ly số phân ly Nhưng số phân ly đại lượng đặc trưng cho chất điện ly Vì phụ thuộc vào nhiệt độ, α i phụ thuộc vào nồng độ lẫn nhiệt độ Khi α nhỏ phương trình (9-7) có dạng: K = α2 C 2  hay K C (9-8) Đây biểu thức định luật pha lỗng Ốt- van Khi pha lỗng C giảm, α tăng, pha lỗng vơ α đạt tới giá trị tới hạn α = b Chất điện ly mạnh: Chất điện ly mạnh phân ly hoàn tồn thành ion Thí dụ: KCl = K+ + ClNhững tài liệu quang phổ cho thấy dung dịch muối khơng có phân tử khơng phân ly Tuy nhiên, đo số tính chất dung dịch chất điện ly mạnh như: độ dẫn điện, độ hạ điểm kết tinh…ta thấy chất điện ly mạnh khơng phân ly hồn tồn Nghĩa α < giảm nồng độ, α tăng tương tự chất điện ly yếu Thực tế chất điện ly mạnh phân ly hoàn toàn, tương tác tĩnh điện ion làm cho tính chất dung dịch bị giảm so với khơng có lực tác dụng Các đại lượng α, i có tính chất hình thức Đặc biệt chất điện ly mạnh khơng có số phân ly chất điện ly yếu, nghĩa là: 2 C ≠ số 1  Để đặc trưng cho ảnh hưởng tương tác tĩnh điện ion, sau ta thấy có hệ số dẫn điện fλ I.1.4 Ảnh hưởng nồng độ lên độ dẫn điện: Thực nghiệm cho thấy tăng nồng độ, độ dẫn điện riêng tăng Nhưng tới giới hạn lại 0,8 bắt đầu giảm (Hình 9-4) 0,7 0,6 0,5 0,4 0,3 0,2 0,1 CaNO3 NaSO4 10 15 C mol/l H× nh 9-4 Đối với độ dẫn điện đương lượng ta thấy pha loãng độ dẫn điện đương lượng tăng Khi dung dịch đủ lỗng đạt tới giá trị giới hạn, sau khơng thay đổi Giá trị giới hạn ký hiệu  có tên độ dẫn điện đương lượng vơ lỗng Xây dựng đồ thị “λC ” (hình 9-5) ta thấy: với chất HCl, KOH, KCl… dung dịch cịn đủ lỗng, đường biểu diễn đường thẳng Còn HCH 3COO phụ thuộc hồn tồn khác, đường biểu diễn cong dung dịch cịn lỗng 400 HCl -1 -1 Ảnh hưởng nồng độ lên độ dẫn điện riêng χ 300 KOH giải thích sau: chất điện ly yếu, tăng nồng độ dẫn tới hai 200 tác dụng Một tăng KCl nồng độ mà nồng độ ion dung dịch tăng Đồng 100 thời tăng nồng độ lại CH COOH làm giảm độ phân ly Khi dung dịch cịn lỗng, 0,05 0,1 -1 tăng nồng độ yếu tố đầu (d lgl ) mạnh χ tăng, qua H× nh 9-5 giới hạn ảnh hưởng yếu tố thứ hai vượt lên χ lại giảm Đối với chất điện ly mạnh giải thích tượng tự, việc tăng nồng độ làm giảm độ phân ly mà làm tăng lực tĩnh điện ion, làm cản trở chuyển động chúng dung dịch Từ đồ thị “λ- C ” ta thấy, pha loãng dung dịch (giảm nồng độ) chất điện ly yếu, độ phân ly α tăng, số ion tăng mạnh, đặc biệt phạm vi dung dịch loãng α → 1, đường biểu diễn tăng vọt lên Đối với dugn dịch chất điện ly mạnh, việc pha loãng làm cho ion xa hơn, tác dụng tương hỗ chúng giảm, độ dẫn điện tăng Trong phạm vi nồng độ không lớn, hiệu ứng không lớn lắm, độ dẫn điện λ phụ thuộc nồng độ, đường biểu diễn đường thẳng I.2 Linh độ định luật chuyển động độc lập ion dung dịch vơ lỗng: Độ dẫn điện riêng tỷ lệ thuận với số ion đơn vị thể tích, với số điện tích với vận tốc chuyển vận dạng ion Ta thiết lập hệ thức định lượng đại lượng Giả thử có dung dịch điện ly chứa ống hình trụ tiết diện S- cm nồng độ dung dịch c đlg/cm3, độ phân ly α, vận tốc tuyệt đối cation U vận tốc tuyệt đối anion V, hai đầu ống có hai điện cực Đặt vào cực hiệu điều chỉnh cho gradiên điện ống Von/cm (hình 9-6) Dưới tác dụng điện trường, giây tất cation nằm cách S phía trái quãng U (tất cation nằm cột dung dịch đáy S, chiều cao U) qua S theo chiều điện trường từ trái sang phải Đồng thời anion nằm khối dung dịch, đáy S chiều cao V chuyển qua S theo chiều từ phải qua trái Nếu chất điện ly có dạng AB phân ly theo AB ↔ A+ + B- nồng độ dạng ion αC Số đương lượng gam cation chuyển qua S CαUS, số đương lượng gam anion chuyển qua S là: V S U H× nh 9-6 q+ = Cα.U.S.F (9- 9) Điện lượng anion mang qua S là: q- = Cα.V.S.F (9- 10) Tổng điện lượng tải qua S giây là: q = q+ + q- = Cα.U.S.F + Cα.V.S.F (9- 11) Vì S = 1cm nên q = Cα.(U.F + V.F) (9- 12) Theo định nghĩa q cường độ dịng điện ta có: q I  E  R Vậy: χ = Cα.(U.F + V.F) (9-13) -3 Nồng độ C (9-13) biểu diễn đlg.cm , độ dẫn điện đương lượng biểu diễn qua nồng độ đlg.cm-3 (9-5) có dạng:     F U  F V  C / 1000 (9-14) Đặt: F.U = I+ ; F.V = I I gọi linh độ ion Ta có: λ = α (I+ + I-) (9-15) Đối với chất điện ly mạnh ta ln có α = 1, cịn với chất điện ly yếu pha lỗng vơ ta có α = Đồng thời pha lỗng vơ cùng: I   I  ; I   I   (9-16) Vậy chất điện ly yếu chất điện ly mạnh, pha lỗng vơ ta có:    I   I   (9-17) I  , I   linh độ giới hạn cation anion Chúng độ dẫn điện đương lượng cation anion pha lỗng vơ đo đơn vị λ đlg-1.om-1 cm2 Phương trình (9-17) biểu thức định luật chuyển động độc lập ion (Định luật Kon- rao) Độ dẫn điện đương lượng pha lỗng vơ tổng linh độ giới hạn ion Từ (9-15), (9-16), (9-17) ta thấy, chất điện ly yếu, bỏ qua ảnh hưởng nồng độ lên linh độ chấp nhận pha loãng nhờ tăng độ phân ly mà độ dẫn điện tăng chia (9-15) cho (9-17) ta có:    (9-18) Đối với chất điện ly mạnh α = I + I- phụ thuộc nồng độ nên I+, I- nhỏ I  I+ I   Để đặc trưng cho sai khác người ta đưa hệ số dẫn điện fλ f  I  I   I   I     (9-19) Hay   f   dung dịch vơ lỗng f  1   Một điều đáng ý chất điện ly mạnh, độ dẫn điện đương lượng vơ lỗng  thường tìm phương pháp ngoại suy đồ thị Cịn chất điện ly yếu việc ngoại suy không đáng tin cậy thường tính tốn sở định luật Kơn- rao Thí dụ: Tính  HCH3COO 250C Cho biết ngoại suy ta có: HCl 426,1; Giải: Ta có: HCl 426,1; NaCl 126,5;     ( I H   I Cl  )  I Na   I CH 3COÔ  I Na   I Cl   I H   I CH 3COÔ HCl + HCl - NaCl = HCH 3COÔ Vậy: HCH 3COÔ = 426,1 + 91,0 – 126,5 = 390,6 đlg-1.om-1.cm2 I.3 Cơ chế dẫn điện dây dẫn loại hai Số chuyển vận I.3.1 Vận tốc tuyệt đối ion: Khi chưa có điện trường ngoài, ion dung dịch điện ly chuyển động hỗn loạn, chuyển động theo tất phương Dưới ảnh hưởng điện trường ngồi, tính chất hỗn loạn chuyển động bảo toàn phương chuyển động chiếm ưu thế, trội gradiên điện (độ giảm điện đơn vị khoảng cách hai điện cực) lớn Vận tốc chuyển động ion vận tốc chuyển theo phương đến điện cực tính cm/s Để so sánh người ta dùng vận tốc ion gradiên điện von/cm gọi vận tốc tuyệt đối ký hiệu U (vận tốc tuyệt đối cation) V(vận tốc tuyệt đối anion) Danh từ vận tốc ion hiểu theo nghĩa vận tốc tuyệt đối Đơn vị U V tính bằng: U cm / s cm V  s  von / s I.3.2 Số vận chuyển: Khi có dịng điện qua dây dẫn loại hai, cation vận chuyển điện tích dương đến catot, anion chuyển điện tích âm đến anơt Theo định luật Faraday, lượng điện tích trái dấu chuyển cho hai điện cực phải (nếu cho qua dung dịch điện lượng Faraday điện cực có đương lượng gam chất giải phóng) Tuy nhiên, điều khơng có nghĩa dạng ion phải chuyển nửa điện lượng qua dung dịch Tùy thuộc vận tốc mà phần điện lượng dạng ion chuyển vận lớn hay nhỏ Khi cho điện lượng định qua dung dịch , phần điện lượng dạng ion chuyển gọi số vận chuyển ion Ta thiết lập mối quan hệ số vận chuyển vận tốc ion Quan hệ điện lượng dạng ion chuyển vận vận tốc chúng biểu diễn (9-9) (9-10): q+ = Cα.U.S.F q- = Cα.V.S.F Chia vế đổi vế hai đẳng thức ta có: Đặt: q  FU U   q FV V q q t  ; t  q  q q  q (9-20) Phương trình (9-20) trở thành: t I  U   t I V (9-21) t+ t- phần điện lượng cation anion chuyển qua dung dịch Phương trình (9-21) cho thấy rõ ion có vận tốc lớn có linh độ lớn có số vận chuyển lớn Quan hệ số vận chuyển biểu diễn đẳng thức đơn giản sau đây: t+ + t - = (9-22) + Thí dụ: xác định số vận chuyển ion NH dung dịch NH4Cl vơ lỗng 180C NH 4Cl 129,5; linh độ ion Cl- ICl- = 65,5: Giải: Từ (9-21) (9-22) ta có: t I    t I  Từ (9-17) ta lại có:    I   I   10 Chương III: QUÁ TRÌNH ĐIỆN CỰC III.1 Điện phân: III.1.1 Hiện tượng điện phân: Trong điều kiện mà phản ứng hóa học khơng tự xảy có ∆G > 0, dùng lượng dòng điện để làm cho phản ứng xảy được, q trình gọi điện phân Như điện phân trình ngược chiều với với trình xảy pin, lượng phản ứng hóa học chuyển thành lượng dòng điện điện phân lượng dịng điện chuyển thành lượng hóa học tích lũy vào sản phẩm điện phân - + Q trình hóa học điện phân xảy phức tạp, phụ thuộc chất chất điện ly dung môi, vào C vật liệu làm điện cực số yếu A tố khác Dưới trình bày nét đại cương qua thí + dụ tương đối đơn giản: điện phân dung dịch HCl nước, điện cực Pt trơn Hinh 11-1 Dưới tác dụng điện trường H× nh 11-1 ngồi, ion chuyển điện + cực tương ứng: ion H chuyển catot, anion Cl- chuyển anốt Tại điện cực, có trình sau: - Ở catốt: cation nhận điện tử catốt để giảm điện tích dương: H+ + e = ½ H2 - Ở anốt: anion nhường điện tử cho anốt để tăng điện tích dương: Cl- - e = ½ Cl2 Tổng hợp trình xảy đồng thời cực có phản ứng ơxy hóa- khử sau: HCl = ½ H2 + ½ Cl2 (a) 0 -1 Ở 298 K P = 1atm phản ứng (a) có ∆G = - ∆G 298,HCl ≠ 95 kJ.mol Nếu trình điện phân xảy điều kiện lượng dòng điện cung cấp W phải thỏa mãn hệ thức: W = ∆G phản ứng Ta lại biết công điện tỷ lệ thuận với điện lượng q truyền qua dung dịch với điện Un nguồn điện dùng cho điện phân: W = q.Un Un Từ hệ thức: W ≥ ∆G ta tính được: U n  45  G  pu q Trong hệ thức trên, dấu ứng với trường hợp trình hoàn toàn thuận nghịch Trong thực tế gặp trình bất thuận nghịch cơng điện cung cấp cho điện phân phải lớn ∆G phản ứng Định luật định lượng điện phân định luật Farađay Công thức định luật là: A I t mn F (11-2) Nếu thời gian để dòng điện qua nhỏ dt khối lượng thu cực có giá trị nhỏ dm Khi đó, (11-2) trở thành: A I n dm  dt F (11-2’) Trong (11-2) (11-2’): A - nguyên tử lượng chất giải phóng điện cực; n – số điện tử trao đổi I(ampe); t(giây) Công thức (11-2’) cịn viết: dm I  dt A F n dm A số đương lượng gam chất giải phóng điện cực n Thí dụ: Cho dịng điện chiều cường độ I = 32,16 ampe qua bể mạ đựng dung dịch NiSO4, điện cực Ni Hỏi sau khoảng thời gian dt = 0,5 giây, có gam đương lượng gam Ni giải phóng catốt Cho hiệu suất dòng điện 100% Bài giải: Q trình giải phóng Ni catốt là: Ni2+ + 2e = Ni n = 2; nguyên tử gam Ni là: ANi = 58,7 gam Áp dụng cơng thức ta tính số đương lượng gam Ni giải phóng catốt: dm 32,16  0,5  A 96500 6000 đlg Ni n Một đương lượng gam có 58,7/2 gam, 1/6000 đlg chứa: 58,7 0,00489 gam Ni 6000 Quá trình điện phân có nhiều ứng dụng thực tế quan trọng Người ta điện phân MgCl2 để lấy Mg, điện phân dung dịch ôxýt nhôm Criolít 3NaF.AlF để lấy Al…Kỹ thuật hóa học sản xuất NaOH, Cl cách điện phân dung dịch NaCl Điện phân ứng dụng mạ điện: mạ Niken, Crơm, bạc, 46 thiếc…Trong phân tích định lượng, người ta ứng dụng điện phân để phân tích điện khối lượng nhiều ion kim loại… Điện phân sử dụng để điều chế nhiều chất hữu cơ… III.1.2 Tốc độ phản ứng điện hóa: Q trình điện cực trình nhiều giai đoạn nối tiếp Đại cương chia giai đoạn lớn - Khuyếch tán chất từ thể tích dung dịch tới bề mặt điện cực, nơi xảy q trình phóng điện sau khuếch tán sản phẩm khỏi khu vực phản ứng Tốc độ trình khuếch tán trường hợp tuân theo định luật Fick - Phản ứng bề mặt điện cực, bao gồm giai đoạn phóng điện số giai đoạn khác nói kỹ phần hyđro Tốc độ giai đoạn chậm định tốc độ tồn q trình, xét tốc độ giai đoạn (Vì giai đoạn chậm nhất) a Tốc độ phản ứng bề mặt điện cực: biểu diễn qua cường độ dòng điện I Tốc độ bề mặt điện cực v tuân theo quy luật động học phản ứng khác, ta có: E v  dI k ' e RT C dt (11-3) Trong (11-3): k’ : số tốc độ E : lượng hoạt hóa trình phóng điện, [J/mol] T : nhiệt độ hệ, [0K] R : số khí, [J/mol/độ] C : nồng độ ion chất tham gia phản ứng dI : đương luợng gam chất giải phóng điện cực sau thời gian dt(giây) dm so sánh với (11-2’) dI  A n đlg dm Đưa giá trị dI  A n vào cơng thức (11-2’) ta có: dI  I dt F hay dI I  dt F E Vậy:  I v  k ' e RT C F (11-3’) Công thức (11-3’) cho thấy tốc độ phản ứng v tỷ lệ với cường độ dòng điện Trong điện hóa người ta biểu diễn tốc độ phản ứng trực tiếp cường 47 độ dòng điện I Việc biểu diễn thuận tiện cường độ dịng điện I đo xác dễ dàng Từ (11-3’) ta có: E E   (11-4) I  F k ' e RT C k e RT C Trong đó: k = k’.F số tốc độ phản ứng điện cực b Tốc độ khuếch tán- dòng điện giới hạn: Tốc độ khuếch tán ion chất điện ly dung dịch phụ thuộc vào độ chênh lệch nồng độ chất điện ly hệ trường hợp chung phụ thuộc điện trường hai điện cực Ta xét trình khuếch tán trường đơn giản khuếch tán ổn định không kể đến ảnh hưởng điện trường Áp dụng kết định luật Fick cho trường hợp này, ta tính tốc độ khuếch tán vkt: v kt  Trong (11-5): dI kt D.s   C  C s  dt  (11-5) dI kt tính ta đương lượng gam.s-1 dt D : hệ số khuếch tán s : bề mặt khuếch tán qua δ : chiều dày lớp khuếch tán C0: nồng độ ion thể tích dung dịch Cs: nồng độ ion sát bề mặt điện cực: đlg Nhân hai vế phương trình (11-5) với F ta có: F Ta thấy: F dI kt F D.s   C  C s  dt  dI kt = Ikt cường độ dịng khuếch tán dt F điện lượng 1đlg chất mang đi, dIkt số đương luợng gam chất khuếch tán dt giây F.dIkt điện lượng khuếch tán thời gian dt (giây) Ngoài ra, đặt F D.s = kt số tốc độ khuếch tán ta thu được:  Ikt = kt (C0 - Cs) (11-6) Như tốc độ khuếch tán biểu diễn trực tiếp qua cường độ dòng điện khuếch tán Khi phản ứng bề mặt điện cực có tốc độ lớn để C s = thì: Ikt = kt.C0 = Igh (11-7) Trong trường hợp dòng điện Ikt phụ thuộc C0, nên C0 khơng đổi dịng điện đạt tới giá trị giới hạn, kí hiệu Ikt 48 Cs Ta xác định tỷ số C Cs I 1  kt C0 I gh Và  I  Cs  1  kt .C0  I gh   (11-7’) III.2 Sự phân cực: Trong điều kiện cân nhiệt động, điện cực có điện cân bằng, ký hiệu φ Khi áp điện vào điện cực, điện φ điện cực chệch khỏi giá trị cân ban đầu, tượng gọi phân cực Dưới trình bày tượng phân cực hóa học phân cực nồng độ III.2.1 Phân cực hóa học hay phân cực điện hóa: Chúng ta trở lại thí dụ điện phân HCl nước, điện cực Phân tử trơn Khi chưa áp điện vào, hai cực Pt có điện ban đầu nhau, ký hiệu φđ Khi áp điện vào hai cực cụ thể nối cực dương nguồn điện vào cực cực âm nguồn vào cực lại Như điện cực nối với cực dương nguồn điện trở thành dương giá trị φ đ – điện cực anốt Trên anốt có q trình oxy hóa ion Cl-: Cl- - e = ½ Cl2 ; clo sinh tích tụ cực Điện cực nối với cực âm nguồn điện tăng điện tử điện âm giá trị φđ Ở đó, H+ bị khử thành H2 tích tụ điện cực Kết thu pin mà anốt (cực Cl 2) trở thành cực dương, catốt (cực H2) trở thành cực âm Sức điện động pin E pc, tính theo hệ thức thơng thường dùng cho pin hóa học Vì cực dương pin (anốt) nối tiếp với cực dương nguồn điện, cực âm pin (catốt) nối với cực âm nguồn điện nên rõ ràng sức điện động pin phân cực ngược chiều với điện nguồn điện Trong pin phân cực, cực có điện khác với điện đầu điện cực phân cực mạnh Các điện cực kim loại nhúng vào dung dịch muối (Cu CuSO4, Ni NiCl2…) phân cực điện cực bị âm chẳng hạn, ion kim loại dung dịch kết tủa vào điện cực làm giảm điện âm cực – điện cực dương ngược lại, kim loại tan dung dịch làm giảm điện dương Một số điện cực trơ, thí dụ: Pt, Hg bị phân cực mạnh Chúng ta xét điện cực Hg dung dịch nước KCl Điện cực khơng có lớp điện kép Khi cung cấp điện tích (âm dương) cho điện cực này, mật độ điện tích bề mặt Hg thay đổi liên tục hệ khơng có q trình biến hóa 49 Điện điện cực chênh lệch xa khỏi giá trị ban đầu Điện cực gọi điện cực phân cực lý tưởng III.2.2 Phân cực nồng độ: Trong phân cực điện hóa, xuất pin hóa học, xuất sức điện động phân cực Trong điện phân gặp tượng phân cực nồng độ hệ xuất pin phân cực nồng độ Hãy xét trường hợp đơn giản phân cực nồng độ điện phân dung dịch AgNO nước, điện cực Ag Khi chưa áp điện ngoài, hai điện cực có điện đầu giống là:  đ  Ag / Ag   RT ln C F (11-9) C0 – nồng độ ion Ag+ dung dịch Khi áp điện ngồi, diễn trình sau: a Ở catốt: Ag+ + e = Ag Do nồng độ Ag+ bề mặt catốt giảm xuống; thí dụ giảm tới giá trị Cs,C Điện catốt tương ứng là:  c  Ag / Ag   RT ln C s ,C F Vì C s ,C C nên  c   đ , nghĩa điện catốt chênh phía âm so với giá trị ban đầu Đặt:  c  c   đ  C s ,C RT ln F C0 (11-10)  c gọi độ phân cực catốt Nó ln ln có giá trị âm C s,C nhỏ  c có giá trị âm lớn điện cực phân cực mạnh Cs Nếu thay giá trị C từ (11-7) vào (11-10) có mối quan hệ độ phân cực cường độ dòng điện  c  I  RT  ln  kt   F I gh   (11-11) b Ở anốt: Ag - e = Ag+ Như nồng độ Ag+ bề mặt anốt tăng lên, lớn nồng độ dung dịch Điện anốt tính theo hệ thức tương ứng:  a  Ag / Ag   Rt ln C s ,a nF 50 Vì Cs,a > C0 nên  a   đ nghĩa điện anốt chệnh phía dương so với giá trị ban đầu Chúng ta tính  a độ phân cực anốt tương tự catốt E pc c - a c d + a H× nh 11-2 E pc  a   c  Tóm lại hệ xuất pin phân cực nồng độ, sức điện động ngược chiều với điện nguồn điện ngồi, tính theo công thức: C s ,a RT ln F C s ,C (11-12) Chúng ta hình dung nhận xét vào sơ đồ hình 11-2 III.3 Phương pháp phân tích cực phổ: Một ứng dụng phân cực nồng độ vào phân tích định tính định lượng phương pháp cực phổ Cơ sở lý thuyết phương pháp là: - Khi dòng điện khuếch tán đạt tới giá trị giới hạn từ (11-7): I gh = kt.C0 ta thấy xác định Igh suy C0, tức định lượng ion mẫu phân tích - Nhờ vẽ đường cong vôn- ampe, suy điện bán sóng ký hiệu φ1/2 Mỗi ion có φ1/2 riêng biệt, xác định φ1/2 suy ion có dung dịch phân tích định tính Dưới mô tả cách chi tiết Sơ đồ mơ tả dụng cụ cực phổ hình 11-3 Đặc điểm dụng cụ là: catốt giọt Hg có điện tích nhỏ so với anốt Hg Như mật độ dòng điện catốt ic lớn nhiều mật độ dòng điện anốt ia I I kt kt (Vì: ic  s ia  s , sc sa diện tích catốt anốt) C a I kt ikt i  RT  Nếu thay I  i vào cơng thức (11-11) ta có:  c  ln1  kt  F gh gh  i gh  51  ikt  Công thức cho thấy ikt < igh nên ikt lớn 1    i gh i nồng độ dòng điện kt nh ln1   giá trị âm lớn, kết mật độ dòng điện catốt  i gh  lớn nên cactốt phân cực mạnh, anốt có mật độ dịng điện nhỏ nên phân cực Như điện anốt máy cực phổ khơng thay đổi q trình làm việc Cation dung dịch chuyển catốt phóng điện, trở thành nguyên tử trung hòa, tan vào Hg Giọt Hg lớn dần rơi xuống đáy Giọt Hg lại tiếp tục sinh Kết mặt catốt luôn Mao quản cực phổ đủ nhỏ để giọt Hg rơi cách từ 0,2giây đến giây Quá trình làm việc cực phổ ứng với dòng điện nhỏ (cỡ 10 -5 – 10-6 A) nên nồng độ mẫu thử xem khơng đổi Điện ngồi Un áp vào hệ dùng để làm phân cực anốt, catốt để thắng điện rơi dung dịch RI (R: điện trở dung dịch; I: cường độ dòng điện) Nghĩa là: Un = φa – φc + RI Trong phân tích cực phổ, người ta cho vào dung dịch lượng lớn chất điện ly dẫn điện tốt để giảm điện trở R dung dịch để giữ cho giá trị RI khơng thay đổi q trình phân tích Vì φa khơng thay đổi, RI khơng thay đổi nên đặt (φa + RI) = const, đó: Un = – φc + const (11-13) Công thức (11-13) cho thấy điện tỷ lệ bậc với điện catốt, từ Un suy gh I gh I φc dễ dàng Nhờ dụng cụ cực phổ người ta đo điện  y ® iƯn thÕ điện kế Đ cường độ H× nh 11-4 dịng điện ampe kế G, ú xõy dng ng Đ thịđ uờng cong vôn-ampe vẽ theo cong phõn cc ng phuo ng pháp cơc phỉ cong có dạng sóng (hình 11-4) Dạng đường cong phân cực vơn- ampe suy từ hệ thức (1111), không i sõu chi tit 52 nồng độ dòng điện Dựa vào đường cong ta xác định Igh, suy nồng độ C0, φ1/2 điện bán sóng biết ion phóng điện ion (φ 1/2 điện ứng với lúc I = ½ Igh) Người ta chứng minh φ 1/2 không phụ thuộc nồng độ ion mà phụ thuộc vào chất ion Thí dụ φ 1/2 Zn2+ 1,06 vôn, Tl+ 0,53 vôn (điện cực so sánh calomel bão hòa) Nếu dung dịch chứa nhiều cation khác đường cong vơn-ampe có nhiều sóng tương ứng (xem hình 11-5).Trên đồ thị xác định φ1/2 độ cao sóng Igh1, Igh2, Igh3… Phương pháp phân tích cực phổ nhà bác học Hây-rốp-ski xây dựng năm 1922 ngày trở thành phương pháp có ứng dụng rộng rãi Nó có ưu điểm lớn phân tích nhanh, mẫu phân tích nhỏ (0,1- 0,2 m) cho phép phát tới nồng độ 10-5 mol.l-1… tiến hành phân tích nhiệt độ thường nên phân tích nhiệt độ thường nên phân tích nhiều loại dung dịch khác Igh2 I gh Igh1 1/21 1/22 1/23 điện Hì nh 11-5 Đ thịđuờng cong phân cục chúa nhiều cation III.4 Điện phân hủy: Khi áp lên hai cực bình điện phân điện ngồi Un mạch xuất pin phân cực Sức điện động pin phân cực hóa học E pc tính theo hệ thức tương tự (11-8) Như vậy, theo định luật ôm có: I U n  E pc R (11-14) Công thức (11-14) cho thấy U n = Epc I = Tuy nhiên điều kiện đó, hệ có dịng điện dư Dịng điện dư xuất do: sức điện động phân cực cân với điện ngoài, bề mặt cực ln ln có lượng nhỏ sản phẩm Do đó, lượng nhỏ ion dung dịch chuyển tiếp vào phản ứng điện cực, tạo dịng điện Khi tăng Un, Epc tăng theo Quá trình cân tiếp diễn tới lúc Epc đạt giá trị tới hạn: (Epc)max trạng thái cân bị phá vỡ Từ giá trị này, Un > (Epc)max cường độ dòng điện mạch tăng mạnh (đường cong hình 11-6) Trong trường hợp điện phân HCl nước dùng điện cực Pt giá trị (Epc)max = 1,36 vơn 53 Giá trị gọi điện phân hủy hay sức điện động phân hủy chất điện phân thường ký hiệu Eph Vậy điện phân hủy chất điện phân điện bên tối thiểu cần phải cung cấp cho trình điện phân chất điều kiện I điện phân Io  ph Un H× nh 11-6 Đ thịbiểu diễn phụ thuộc I Un 1-Dây dẫn loạ i 1-Dây dẫn loạ i I0 dòng điện du ph diện phân huû Eph phụ thuộc vào chất chất điện phân, vào nồng độ dung dịch vào chất cực dùng điện phân Vì chất điện phân phân hủy hai cực nên sức điện động phân hủy phân thành điện phân hủy anot catot Eph = φpha - φphc (11-5) Như xác định Eph cách xác định điện phân hủy cực riêng biệt Điện phân hủy số dung dịch điện ly cực Pt Chất điện ly Eph Chất điện ly Eph Chất điện ly V V ZnSO4 2,3 HNO3 1,69 HCl Na2SO4 2,21 NaOH 1,69 HBr NaNO3 2,15 H2SO4 1,67 AgNO3 H3PO3 1,70 KOH 1,7 HI Eph V 1,31 0,94 0,70 0,52 III.5 Quá thế: III.5.1 Khái niệm: Bảng giá trị điện phân hủy số dung dịch điện ly cho ta thấy: Điện phân hủy số dung dịch axit bazo nước có giá trị gần Điều sản phẩm điện phân dung dịch giống Chẳng hạn điện ly dung dịch nước H2SO4, HNO3, NaOH, KOH… điện cực Pt thu H2 O2, nước bị phân hủy Pin phân cực tạo thành pin Hydro ôxy Ở 2980K dung dịch axit 1N, tính sức điện động pin phân cực này: E E  RT RT  ln a  O0  ln aOH  1,2von 2F 2F 54 Như điện phân hủy sức điện động pin thuận nghịch chênh lệch giá trị: 1,7 – 1,2 = 0,5 vôn Độ chênh lệch gọi thế, ký hiệu η Giá trị η suy từ công thức: η = Eph - Epin (11-17) Vì trình phân hủy xảy hai cực có biểu thức cho điện cực: ηcực = φph - φ (11-18) Vậy η hiệu điện áp vào hai cực sức điện động pin thuận nghịch – mật độ dòng điện nhỏ, hiệu điện phân hủy sức điện động pin thuận nghịch Quá cực có định nghĩa tương tự: hiệu điện phân hủy điện cân điện cực III.5.2 Công thức Taphen: Năm 1905, Taphen tìm cơng thức thực nghiệm cho thế: η = a + b.lgi (11-19) Trong (11-19): η thế, vôn i : mật độ dòng điện, A/cm2 a, b số thực nghiệm, b số phụ thuộc nhiệt độ, a phụ thuộc nhiệt độ chất hóa học điện cực Khi i = A/cm2 A = η, giá trị A thường sử dụng để so sánh chất khác III.5.3 Nguyên nhân hyđro: Người ta nhận xét thực tế hyđro ôxy điện cực kim loại có vai trị quan trọng, trước hết nêu cách vắn tắt hyđro Q trình H2 catốt gồm bước sau: a Phóng điện: H3O+ + e = H + H2O b Tạo thành H2: H + H = H2 c Kết hợp H2 thành bọt khí d Chuyển H3O+ từ dung dịch vào bề mặt điện cực để bù trừ cho lượng H+ giảm bước Trong q trình có bước chậm làm giảm tốc độ toàn q trình Theo von- me bước phóng điện chậm Theo số tác giả khác bước kết hợp H thành H2 chậm Do bước chậm nên phải cung lượng (pin dạng thế) để tăng tốc độ trình 55 III.5.4 Ý nghĩa thực tế thế: Sự tồn nhiều trường hợp giúp giải số mục đích cụ thể, mặt khác gây tốn thêm Chúng ta phân tích qua số mặt lợi hại a Q có hại: Thí dụ điện phân để lấy H 2, có phải tiêu tốn thêm lượng tương ứng: W = n.F.η Giả thử điện phân để lấy kmol H 2, η = 0,6 V lượng tiêu tốn thêm là: W = n.F.η = (2 96500 0,6 V) 1000 mol = 115,8 103 (kJ) b Quá có lợi: Khi điện phân dung dịch nước số kim loại, H kim loại lớn nên tách kim loại +2 ph,Zn E trước H2 Thí dụ: điện phân dung + ?  dịch ZnCl2 nước, môi   trường trung tính có CH+ ≠ aH+ = 10-7 ion gam/l Eph,H - Nếu phản ứng xảy ta có: ZnCl2 = Zn + Cl2 H× nh 11-7 Sức điện động phân hủy cho trình là: + H /Zn a H2/Zn + RT � � E1  Cl   Zn  Cl  � 0, 763  ln aZn 2 � 2F � � RT E1  Cl  0, 763  ln aZn  2F (a) - Nếu muốn có H2 catốt thay cho Zn, nghĩa muốn có phản ứng: 2H2O + 2Cl- = H2 + Cl2 + OHThì cần sức điện động phân hủy là: �RT � E2  Cl   H  Cl  � ln aH2  �  H 2/ Zn �2 F � E2  Cl   H 2/ Zn  RT ln 107 2F   56  Cl   H 2/ Zn  7.2,3 RT F (b) So sánh (a) (b) ta thấy: điện phân ZnCl nồng độ Zn2+ khơng q nhỏthí dụ: aZn++ = E1 = φCl2 + 0,763 V; Trong hyđro kẽm là: η = 0,6- 0,8 V nên : E2  Cl  0,8  7.2,3 RT F Vì vậy: E2 > E1, Zn khơng phải hyđro Trên hình (11-7), E2 = Eph,H+ cịn E1 = Eph, Zn++ III.6 Ăn mòn kim loại: III.6.1 Khái niệm: Do tác dụng mơi trường, kim loại bị oxy hóa thường gọi kim loại bị ăn mòn Người ta chia loại: ăn mịn hóa học ăn mịn điện hóa - Sự ăn mịn hóa học xảy kim loại tiếp xúc với hóa chất (khí Cl 2, O2 khô, số dung môi hữu cơ…), phản ứng có tốc độ đáng kể nhiệt độ cao Đây phản ứng hóa học thơng thường khơng mang chế điện hóa nên khơng xét chương - Sự ăn mịn điện hóa xảy theo chế pin tế vi (cơ chế điện hóa) nên có tốc độ lớn nhiệt độ thường Chúng ta nói q trình ăn mòn này: a Về mặt nhiệt động học: điều kiện khí nhiệt độ thường, q trình oxy hóa kim loại thành ion dung dịch thành oxýt kim loại trình tự xảy (vì có ∆G < 0) Thật vậy, 298K P = 1atm, hầu hết kim loại (trừ vài kim loại hoạt động) bền trạng thái ion (∆Gion < ∆Gkim loại) oxýt Nghĩa phản ứng: Me + ½ O2 = MeO có ∆G < nên tự xảy Trong ăn mịn điện hóa, phản ứng xảy dạng pin tế vi Hãy nêu thí dụ cụ thể: tiếp xúc với khơng khí ẩm bề mặt thép, có lớp (nước dù mỏng) nước có O hịa tan Những vị trí xác định có tạo pin theo sơ đồ: - Fe | O2 |H2O | Fe3C + Hoạt động pin sau: Ở cực âm pin xảy trình anốt: 2Fe + n H2O = 2Fe2+ + n H2O + 4e Ở cực dương pin xảy trình catốt: 2Fe + n H2O + O2 = 2Fe(OH)2.nH2O Sau lớp rỉ có q trình chuyển hóa: Fe(OH)2.nH2O = n1FeO n2Fe2O3.n3H2O Trong đó: n1, n2, n3 hệ số phụ thuộc vào chất mơi trường Lớp rỉ sắt thường có cấu tạo xốp nên q trình ăn mịn tiếp tục sâu vào sắt 57 b Những nguyên nhân gây pin tế vi: Tốc độ ăn mịn điện hóa nhiệt độ thường lớn tốc độ ăn mịn hóa học diễn theo chế pin tế vi Những nguyên nhân gây pin tế vi bao gồm: - Kim loại hợp kim: tiếp xúc với mơi trường ẩm hai kim loại có điện khác tạo pin mà cực có điện âm cực âm bị ăn mịn Thí du: hợp kim sắt- Niken đó: φ 0Fe++/Fe = - 0,440 V cịn φ0Ni++/Ni = 0,250 V, tạo pin tế vi Fe chuyển điện tử cho Ni Fe bị ăn mịn - Kim loại bị gia cơng khơng đều, tinh thể nhỏ, chỗ nhám hoạt động mạnh tinh thể lớn chỗ nhẵn- chỗ hoạt động mạnh cực âm pin tế vi bị ăn mịn Tóm lại tinh thể khơng đồng bề mặt không tinh khiết mà kim loại bị ăn mòn III.6.2 Đại cương chống ăn mòn: Sự ăn mòn kim loại gây thiệt hại đáng kể cho kinh tế quốc dân, nhiệm vụ hóa học phải tìm biện pháp chống ăn mịn kim loại Nước ta nước nhiệt đới, độ ẩm lớn, tốc độ ăn mịn điện hóa lớn, cơng tác có vai trị quan trọng cấp thiết Đại cương phương pháp chống ăn mịn kim loại bao gồm: a Làm cho kim loại bị thụ động hóa, tức tạo lớp oxýt bao phủ bề mặt kim loại Lớp oxýt phải đặc xít cấu tạo để chống lại thâm nhập mơi trường ăn mịn b Làm chất khử cực khỏi mơi trường ăn mịn đưa vào mơi trường ăn mịn chất làm chậm ăn mòn Chất làm chậm ăn mòn hấp phụ tốt lên bề mặt kim loại ngăn cản trình hịa tan kim loại, khơng tạo ơxýt muối c Cách biệt mơi trường ăn mịn kim loại ăn mịn: Thí dụ: sơn kim loại sơn hữu cơ, phủ kim loại lớp mạ Người ta chia ra: lớp phủ anốt chẳng hạn Zn phủ Fe, điện kẽm (a) H× nh 11-8 Quá trì nh ăn mòn kim loạ i lớ p phủ hở a) Phủ anốt (Zn bịăn mòn) a) Phủ catốt (Fe bịăn mòn) 58 (b) õm sắt nên dù lớp phủ bị hở Fe khơng bị ăn mịn Phủ catốt: thí dụ Sn Fe, thiếc có điện dương sắt nên lớp phủ bị hở Fe bị ăn mịn Chúng ta hình dung sơ đồ hình 11-8 Dựa nguyên lý này, người ta bảo vệ mẫu kim loại lớn khơng có điều kiện che phủ cách dùng vật bảo vệ, vật bảo vệ kim loại có điện âm kim loại cần bảo vệ, nối dây dẫn với phận bảo vệ Ngồi cịn nhiều phương pháp cụ thể khác thường trình bày giáo trình chuyên đề CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP: So sánh trình xảy pin điện phân biểu diễn tốc độ phản ứng điện hóa cường độ (hoặc mật độ dòng điện) Thế phân cực? Phân biệt phân cực hóa học phân cực nồng độ Điện phân hủy gì? Phụ thuộc vào yếu tố nào? Nêu thí dụ cụ thể? Quá gì? Quá phụ thuộc gì? Tác dụng điện phân Nguyên tắc phân tích cực phổ ưu việt phương pháp Định nghĩa giải thích chế ăn mịn kim loại Tính điện cần thiết để tinh chế đồng dung dịch CuSO 1N, điện cực Cu Cường độ I = 50A, điện trở dung dịch R = 0,005 ôm Coi phân cực nồng độ 10% điện rơi Điện phân dung dịch CuCl2, FeCl2 nước điện cực Pt, hoạt độ chất Hỏi anốt catốt thu trước tiên? Điện phân hủy bao nhiêu? 10.Điện phân dung dịch CuSO4 H2SO4 làm kết tinh hồn tồn Cu trước có H2 catốt khơng? 11.điện phân hủy Na+ hỗn hống 0,2% Na 1,81V Tính điện phân hủy Na hỗn hống 0,02% Na nhiệt độ 18 0C, coi hoạt độ Na+ dung dịch HẾT PHẦN ĐIỆN HÓA HỌC! 59 ... dịch đó, khơng phụ thuộc chất ion Thí dụ: xét  HCl dung dịch có HCl dung dịch dung dịch chứa HCl với chất điện ly khác là: HCl với NaCl, HCl LiCl, HCl KCl Nếu nồng độ molan tổng cộng chất điện... Cd-Ni số loại ắcquy kiềm khác hay sử dụng thực tế Nhưng ta không xét 44 Chương III: QUÁ TRÌNH ĐIỆN CỰC III.1 Điện phân: III.1.1 Hiện tượng điện phân: Trong điều kiện mà phản ứng hóa học khơng tự xảy... Cl  )  I Na   I CH 3COÔ  I Na   I Cl   I H   I CH 3COÔ HCl + HCl - NaCl = HCH 3COÔ Vậy: HCH 3COÔ = 426,1 + 91,0 – 126,5 = 390,6 đlg-1.om-1.cm2 I.3 Cơ chế dẫn điện