Bài giảng môn cơ sở lý thuyết hoá học - Chương VIII - Các quá trình điện hoá

Bài giảng sở lý thuyết hố học Ch­¬ng VIII: trình điện hoá I.Nguyên tắc biến hóa thành điện Phản ứng oxy hoá khử Ví dụ: Xét phản ứng oxy hoá khử thông thường xảy dung dịch nhúng Zn vào dd CuSO4 Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu Zn + Cu2+ ® Zn2+ + Cu DHo = -230 KJ 2e Cu2+ trùc tiÕp ®Õn Zn nhËn e Zn-2e =Zn2+ Quá trình ôxi hóa Cu2+ +2e = Cu Quá trình khử ố Đặc điểm phản ứng ôxi hóa khử: - e trùc tiÕp tõ chÊt khư sang chÊt «xi hóa - Năng lượng phản ứng ôxi hóa khử giải phóng dạng nhiệt Trong phản ứng oxy hoá khử chất khử chất oxy hoá tiếp xúc với nhau, electron chuyển trực tiếp từ chất khử sang chất oxy hoá lượng phản ứng hoá học toả dạng nhiệt Nhưng ta thực trình oxy hoá Zn trình khử Cu2+ nơi riêng biệt vµ cho e chun tõ Zn sang Cu2+ b»ng dây dẫn điện, có nghĩa tạo nên dòng e định lượng phản ứng chuyển thành điện năng, làm xuất dây dẫn dòng điện ngược chiều với dòng electron Đó trình xảy pin Nguyên tắc biến hóa thành điện - Thực trình ôxi hóa nơi, trình khử nơi khác Cho e chuyển từ chất khử sang chất ôxi hóa nhờ dây dẫn điện lượng phản ứng hóa học (giải phóng dạng nhiệt) biến thành điện gọi lµ pin Pin lµ dơng thùc hiƯn nguyên tắc biến hóa thành điện 3.Cấu tạo hoạt động pin Cu-Zn a Cấu tạo: gồm ®iƯn cùc + Mét cùc lµ Zn nhóng vµo dung dịch ZnSO4 + Một cực Cu nhúng vào dung dịch CuSO4 Hai điện cực nối với dây dẫn điện Hai dung dịch ZnSO4 CuSO4 nối với màng ngăn thinhbk@gmail.com Bài giảng sở lý thuyết hoá học Thanh Zn có dư e ( dư đtích -) Cu => Zn cực âm (-),, Cu điện cực dương (+) b Hoạt động Cực (-):xảy trình oxy hoá: Zn - 2e đ Zn2+ điện cực Zn bị ăn mòn dần (điện cực mòn dần) Zn2+ tăng dần Cực (+): xảy trình khử: Cu2+ + 2e đ Cu2+ điện cực Cu dày thêm , nồng độ Cu2+ giảm Phản øng tỉng céng x¶y pin: Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu * KÝ hiÖu pin: VËt liÖu làm Dd nhúng Dd nhúng Vật liệu điện cực ®iƯn cùc ®iƯn cùc lµm ®iƯn cùc => sơ đồ pin Cu-Zn: (-)Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu (+) Khi nối điện cực Cu Zn dây dẫn, e chuyển từ cực Zn (-) sang cùc (+) gi÷a cùc cã chênh lệch thế, làm xuất dòng điện di chuyển ngược chiều với dòng electron Như vậy, để tạo dòng điện pin điện cực phải xuất hiệu số điện II Các loại điện cực Điện cực kim loại: M + + + + Khi nhúng kim loại M vào nước tương tác phân tử nước có cực ->các ion kim loại bị tách khỏi bề mặt kim loại vào dung dịch e lại kim loại Kết kim loại tích điện âm, dung dịch sát kim loại tích điện dương, tạo thành lớp điện tích kép Trong dung dịch tồn cân bằng: M ⇄ Mn+ + ne NÕu thªm muèi chøa ion Mn+ vào dung dịch cân chuyển dịch theo chiều nghịch có số ion Mn+ từ dung dịch chuyển vào kim loại cân thiết lập Khi cân bằng, bề mặt kimloại- dung dịch xuất hiệu số điện gọi điện cực kim loại Thế điện cực kim loại phụ thuộc vào: chất cuả KL dung môi, nồng độ ion kim loại M nhiệt độ Nếu xét nhiệt độ, dung môi, điện cực kim loại đặc trưng cho chất kim loại: điện cực có giá trị (-) kim loại họat động mạnh ngược lại Điện cực trơ nhúng dung dịch chứa cặp oxy hoá khử thinhbk@gmail.com Bài giảng sở lý thuyết hoá học - CÊu tạo điện cực trơ: Kim loại làm điện cực trơ vỊ mỈt hãa häc VÝ dơ Au, Pt - VÝ dụ: xét điện cực oxy hoá khử kim loại Pt nhúng vào dung dịch chứa cặp oxy hoá khử FeCl2, FeCl3 Khi Fe3+ lấy e cđa Pt vµ chun thµnh Fe2+: Fe3+ + e đ Fe2+, nên Pt tích điện dương, dung dịch dư Cl- tích điện âm Mặt khác, Pt tích điện (+) ngăn cản Fe3+ tiếp tục lấy thêm e, lại có khả nhận thêm e FeCl2 để biến Fe2+ thành Fe3+: Fe2+ - e đ Fe3+ Như vậy: cân Fe3+ +e Fe2+ nhanh chóng thiết lập, danh giới điện cực dung dịch xuất hiệu số điện thế, đặc trưng cho tính hoạt động cặp oxy hoá khử Hiệu số điện phụ thuộc vào chất cặp oxy hoá khử, nồng độ chất oxy hoá, chất khử nhiệt độ Điện cực khí: Điện cực khí điện cực tiếp xúc với khí dung dịch chứa dạng ôxi hóa( dạng khử) Điều kiện: Kim loại làm điện cực trơ Không tác dụng hoá học với khí Có khả hấp phụ khí làm xúc tác cho phản ứng khí ion Ví dụ: Điện cực khí H2 Được làm Pt cã phđ mét líp mi Pt cã t¸c Pt dơng hấp phụ khí H2 nhúng vào dung dịch H2SO4 điện cực có cân sau: H2 2H3O+ +2e H2 + 2H2O Giữa điện cực dung dịch xuất hiệu số điện phụ thuộc vào nồng độ ion H3O+, áp suất H2 H2 nhiệt độ - Điện cực H2 chuẩn: Vì xác định giá trị tuyệt đối hiệu số điện điện cực dung dịch, nên phải quy ước lấy điện cực làm chuẩn gán cho giá trị hiƯu sè ®iƯn thÕ Ng­êi ta quy ­íc lÊy ®iƯn cực chuẩn hidro làm chuẩn Đó điện cực khí H2 có thêm điều kiện sau: P H = 1atm [H3O+]=1M Trong điều kiện vậy, hiệu số ®iƯn thÕ cđa ®iƯn cùc víi dung dÞch ë nhiƯt độ quy ước 0,00(V) kí hiệu e * Điều kiện chuẩn loại điện cực: - Nồng độ dạng tham gia phản ứng điện cực 1M, chất khÝ th× P= 1atm thinhbk@gmail.com Bài giảng sở lý thuyt hoỏ hc - nhiệt độ xác định Ví dụ điện cực kim loại Cu2+ + 2e = Cu [Cu2+] = 1M hay ®iƯn cùc chn cđa Cu Cu nhúng dung dịch Cu2+ nồng độ 1mol/l IV Suất điện động pin Định nghĩa: Suất điện động (sđđ) pin giá trị hiệu số điện lớn điện cực pin, đo (V), ký hiệu E E = e(+) - e(-) Trong ®ã: e(+)- ®iƯn thÕ cđa điện cực dương e(-)- điện điện cực âm (Nếu theo quy ước E dương, trường hợp tổng quát E = điện điện cực phải điện điện cực trái) Các yếu tố ảnh hưởng đến E- Công thức Nernst à Xét pin: (-) Pt | Sn4+, Sn2+ || Fe3+, Fe2+ | Pt (+) Cực (-): Xảy trình ôxi hóa : Sn2+ - 2e = Sn4+ Cực (+): Xảy trình khư : 2Fe3+ + 2e = Fe2+ Ph¶n øng pin phản ứng tổng cộng trình ®iƯn cùc: 2Fe3+ + Sn2+ ⇄ 2Fe2+ + Sn4+ (*) Nếu pin làm việc thuận nghịch nhiệt động T, P =const th×: ' ΔG = Wmax = -n.E F Trong đó: n- số e trao đổi chất khử chất oxy hoá F- Hằng số Faraday, F = 96.500 C.mol-1 E- St ®iƯn ®éng cđa pin DG ΔG nÕu ë ®iỊu kiƯn chn => E = ịE=nF n.F Với phản ứng (*) có DG T = DG T0 + RT ln [ Sn + ][ Fe + ]2 [ Sn 2+ ][ Fe 3+ ]2 Chia c¶ vÕ cho –2F cã: - ΔG T ΔG o T RT [ Sn 4+ ][ Fe + ]2 =ln 2.F 2F 2F [ Sn 2+ ][ Fe 3+ ]2 [ [ ][ ][ RT Sn + Fe 3+ è E=E + ln 2F Sn + Fe + o ] ] 2 Tổng quát: Phản ứng xảy pin lµ: aA + bB cD +dD ( A, B, C, D chất tan dung dịch) thinhbk@gmail.com Bi giảng sở lý thuyết hoá học Cã E = E + RT [ A]a [ B ]b ln nF [C]c [ D]d -> Công thức Nernst biểu thị E =f(C,T) yếu tố ảnh hưởng đến E là: Nồng độ nhiệt độ T = 298K, thay R = 8,314 J.K-1.mol-1, F = 96.484 C.mol-1 vµ ®ỉi sang logarit thËp ph©n E = E0 + 0.059 [ A]a [ B ]b lg n [C ]c [ D]d V Thế điện cực (thế khử) Cặp ôxi hóa khử: Ví dụ: Trong dung dịch tồn Cu2+ phản ứng Cu2+ + 2e = Cu ố gọi Cu2+/Cu cặp ôxi hóa khử * Định nghĩa: Cặp ôxi hóa khử cặp gồm chất ôxi hóa chất khử, chúng biến đổi lần trình phản ứng - Kí hiệu cặp ôxi hóa khử chất ôxi hóa/chất khử chất ôxi hóa, chất khử - Với cách quy ước phản ứng điện cực trình khử ôxi hóa + ne = Khử - Cặp ôxi hóa khử chuẩn: Là cặp ôxi hóa khử [ôxi hóa] =[khử] = 1M ( chÊt khÝ P= 1atm) ThÕ khư Quy ­íc qu¸ trình điện cực trình khử dạng: Oxh + ne -> Kh ố Thế đo gọi khử cặp oxihóa khử Kí hiệu e ox Kh * Thế khử đại lượng đặc trưng cho khả ôxi hóa khử cặp ôxi hóa khử - Nếu e ox có giá trị lớn (càng dương) -> dạng oxi hóa hoạt động mạnh, dạng khử Kh - yếu Nếu e ox Kh có giá trị nhỏ (càng âm) -> dạng khử hoạt động mạnh, dạng ôxi hóa yếu Thế khử cặp oxihóa khư chn gäi lµ thÕ khư chn e ox Kh * Cách xác định khử chuẩn cặp oxihóa khử: Việc xác định giá trị tuyệt đối khử điện cực làm ®­ỵc, nh­ng nÕu quy ­íc thÕ khư cđa mét ®iƯn cực làm chuẩn cách so sánh xác định khử điện cực khác - Quy ước: Chọn điện cực khí hydro làm ®iƯn cùc so s¸nh víi [H O + ] = 1M, PH = 1atm gán cho giá trị điện = nhiệt độ, ký hiƯu εoH3O+/H2 = 0,00 (V) HiƯu sè ®iƯn thÕ tương ứng với cân điện cực: 2H3O+ + 2e ⇄ H2 + 2H2O thinhbk@gmail.com Bài giảng s lý thuyt hoỏ hc - Để xác định khư cđa mét ®iƯn cùc ng­êi ta ghÐp ®iƯn cùc với điện cực chuẩn H2 thành pin, xác định suất điện động pin tạo thành Giá trị suất điện động pin điện cực chuẩn điện cực cần xác định điện Nó có giá trị dương điện cực xác định cao điện cực chuẩn H2 ngược lại VD: Pt, H2(1atm) || Cu2+ | Cu Đo E0= 0,34 (V) = e Cu -0=0,34 (V) (vì Cu điện cực dương pin) 2+ Cu Bằng phương pháp người ta đà xác định khử chuẩn nhiều chất lập thành bảng khử chuẩn - Với nguyên tố có nhiều mức ôxi hóa khác nhau-> tính e cặp dựa vào e cặp khác cách lập chu kì khử kín: VD: Fe3+ + 1e ó Fe2+ , e Fe e Fe Fe2+ + 2e ó Fe e Fe Fe3+ + 3e ó Fe = 0,77( V ) = e 10 3+ Fe + = -0,44( V ) = e 20 2+ Fe =? 3+ Fe §Ĩ tÝnh e ,lập chu trình khử kín: +ne Số ôxi hóa (+) cao nhÊt Sè «xi hãa (+) thÊp nhÊt DG DG10 +n1e D G 20 +n2e Sè «xi hãa (+) trung gian ( DG = -nE F = - n e F ) DG = DG10 + DG 20 => - ne F = -n1e 10 F - n e 20 F => e = n1e 10 + n e 20 n Cơ thĨ vÝ dơ trªn: DG 3+ Fe DG10 +3e +1e Fe +2e D G Fe2+ DG = DG10 + DG 20 => e0 = 1e 10 + 2e 20 0,77 + 2(-0,44) = = -0,036(v) 3 thinhbk@gmail.com Bài giảng sở lý thuyết hoá hc Các yếu tố ảnh hưởng đến điện cực Từ ví dụ với phản ứng: 2Fe3+ + Sn2+ ⇄ 2Fe2+ + Sn4+ [ [ ][ ][ RT Sn + Fe 3+ ln 2F Sn + Fe + Cã E = E o + ] ] 2 Mµ E = e + - e - vµ E = e + - e - nªn cã: e+ -e- = e => e + = e 0 + e - = e 0- + -e [ [ RT Fe 3+ (ln + 2F Fe + - [ [ RT [Sn + ln 2F [Sn ] ] ] ] RT Fe 3+ + ln 2F Fe + 4+ 2+ ] ] [Sn ]) [Sn ] 4+ - ln 2+ 2 Tổng quát: Có phản ứng điện cực: aÔxh + ne ú bKh => e i = e i + RT [Oxh] ln nF [Kh]b a ë 25 C: e i = e 0,059 [Oxh] + lg n [Kh]b a i * Đối với điện cùc kim lo¹i: Mn+ + ne ó M 0,059 lg[M n+ ] n * Đối với điện cực khí: ví dơ : O2(k) + e + H+ ó 2H2O e =e0 + e =e0 + 0,059 lg([H + ]4 pO2 ) * Đối với điện cực trơ dung dịch ôxi hóa khử: Nếu phản ứng khử có mặt H+, OH=> pH thay đổi => pH làm thay đổi khử 2+ VD1: Sn + 2e ó Sn 4+ e =e [ [ 0,059 Sn 4+ + lg Sn 2+ ] ] VD2: MnO4- + 5e + 8H+ ó Mn2+ + H2O - 0,059 [ MnO4 ][ H + ]8 e =e0 + lg [ Mn + ] thinhbk@gmail.com Bài giảng sở lý thuyết hố học V ChiỊu vµ trạng thái cân phản ứng ôxi hóa khử xảy dung dịch nước Chiều phản ứng oxy hoá khử: Đối với phản ứng oxy hoá khử dựa vào mối liên hệ DG E để xét chiều, biết DG = -n.E.F Để phản ứng xảy DG < hay -n.E.F mà phản ứng oxy hoá khử E = eox - ekh đ eox > ekh Trong đó: eox - Thế khử cặp oxy hoá khử có dạng oxy hoá tham gia phản ứng ekh - khử cặp có dạng khử tham gia phản ứng Quy tắc chiều phản ứng oxy hoá khử: Có cặp oxy hoá khử ox1/kh1 vµ ox2/kh2, nÕu eox / kh >eox / kh 1 2 phản ứng xảy theo chiỊu: ox1 + kh2 ® ox2 + kh1 ë ®iỊu kiƯn chn: DGo = - n.Eo.F < ® Eo >0 ® eoox > eokh Ø Chó ý: · Trong trường hợp tổng quát để xét chiều phản ứng oxy hoá khử phải tính khử cặp oxy hoá khử điều kiện phản ứng so sánh rút kết luận à Theo công thức Nernest khử cặp oxy hoá khử phụ thuộc vào nồng độ dạng oxy hoá, dạng khử, phụ thuộc vào nhiệt độ độ pH môi trường, nên thay đổi thông số khử cặp thay ®ỉi vµ cã thĨ dÉn ®Õn lµm thay ®ỉi chiỊu phản ứng oxy hoá khử Dưới xét vài ví dụ chiều phản ứng oxy hoá khư VÝ dơ 1: Cho biÕt c©n b»ng sau ë 25oC dung dÞch n­íc: 2Cr2+ + Cd2+ ⇄ 2Cr3+ + Cd, biÕt ε o Cr 3+ /Cr + = - 0,41V , ε o Cd + /Cd = -0,4V a điều kiện chuẩn phản ứng xảy theo chiỊu nµo ? b Trén 25 ml dung dÞch Cr(NO3)3 0,4M víi 50 ml dung dÞch Cr(NO3)2 0,02M, 25 ml dung dịch Cd(NO3)2 0,04M bột Cd Hỏi chiều phản ứng điều kiện ? Giải: a eoox = ε o Cd2 + /Cd = -0,4V ; eokh = ε o Cr 3+ /Cr + = - 0,41V eoox > eokh, vËy ë ®iỊu kiƯn chn ph¶n øng x¶y theo chiỊu thn b TÝnh nång dạng oxy hoá dạng khử [Cr ] = 0,4.00,1,025 = 0,1M ; [Cr ] = 0,020.,10,05 = 0,01M ; [Cd ] = 0,040.0,1,025 = 0,01M 3+ 2+ 2+ thinhbk@gmail.com Bài giảng sở lý thuyết hoá học ε Cr 3+ /Cr + = ε o Cr 3+ /Cr + + [ [ ] ] 0,059 Cr 3+ 0,1 lg = -0,41 + 0,059lg = -0,351V 2+ 0,01 Cr [ ] 0,059 0,059 lg Cd + = -0,4 + lg0,01 = -0,459V 2 ε Cd + /Cd = ε o Cd + /Cd + ε ox = ε Cr + /Cr + = -0,351V ; ε kh = ε Cd + /Cd = -0,459V , vËy ë ®iỊu kiện phản ứng xảy theo chiều nghịch Ví dụ 2: ảnh hưởng nồng độ dạng oxy hoá dạng khử lên chiều phản ứng oxy hoá khử Cu2+ + e đ Cu+ ; o Cu2+/Cu+ = 0,153V Sn4+ + 2e ® Sn2+; ε o Sn4+ /Sn2+ = 0,15V εoCu2+/Cu+ > εoSn /Sn 4+ ë ®iỊu kiện chuẩn 2+ nên phản ứng xảy theo chiều Cu2+ + Sn2+ đ Cu+ + Sn4+ Nếu tăng nồng độ [Sn + ] [Cu + ] th×: ε Sn4+ /Sn2+ = ε ε Cu2+ /Cu+ = ε §Õn o o 4+ 2+ 2+ + Sn /Sn [ ] [ ] [Cu ] ¯ + 0,059lg [Cu ] 0,059 Sn4+ + lg 2+ Sn 2+ Cu /Cu + o ε Sn4+/Sn2+ > ε Cu2+/Cu+ hay oSn4+/Sn2+ > Cu2+/Cu+ phản ứng xảy theo chiều nghịch Trạng thái cân phản ứng oxy hoá khử Phản ứng oxy hoá khử ®¹t ®Õn tr¹ng b»ng ΔGT = -n.ET F = ® ET = hay eox = ekh H»ng số cân phản ứng ôxi hóa khử: DG = - RT ln K mặt khác DG = -nFE => - RT ln K = -nFE đ lnK = n.E o F (phản ứng dung dịch K=Kp=KC) RT T = 298K đ lgK = n.E o 0,059 Trong đo: n- số e trao đổi dạng oxy hoá dạng khử thinhbk@gmail.com Bài giảng sở lý thuyết hoá học Eo = eoox- eokh VÝ dơ: TÝnh h»ng sè c©n b»ng K cđa ph¶n øng sau: 2Fe3+ + Sn2+ ⇄ 2Fe2+ + Sn4+ ; ε o Fe3+ /Fe2 + = 0,77V ; ε o Sn 4+ /Sn + = 0,15V εoox = εoFe3+/Fe2+ ; εokh =εoSn4+/Sn2+ lg K = 2.(0,77 - 0,15) = 21 đ K= 1021 0,059 VI Quá trình điện phân Định nghĩa: Điện phân trình oxy hoá trình khử xảy bề mặt điện cực cho dòng điện chiều dung dịch chất điện ly chất điện ly nóng chảy Ví dụ: Điện phân dung dịch CuCl2 Khi cho dòng điện chiều qua dung dịch CuCl2 tác dụng điện trường cation Cu2+ cực âm, anion Cl- cực dương Tại điện cực xảy tượng phóng điện Catốt (-): Cu2+ + 2e đ Cu Anèt (+): 2Cl- -2e ® Cl2 Cu2+ + 2Cl- ® Cu+ Cl2 Đây phản ứng oxy hoá khử xảy điện phân dung dịch CuCl2 Phản ứng không tự xảy được, mà xảy tác động nguồn điện chiều bên Do trình điện phân trình biến đổi điện thành hoá Sự phân cực: Khi điện phân trạng thái điện điện cực (thế mật độ điện tích lớp điện tích kép) bị thay đổi Thế điện cực khác với lúc cân (khi chưa có dòng điện) Hiện tượng gọi phân cực Tuỳ thuộc vào tính chất trình làm thay đổi điện cực có loại phân cực khác nhau: a Sự phân cực nồng độ: Khi điện phân nồng độ ion catốt anốt bị thay đổi anốt kim loại bị hoà tan, nồng độ ion tăng lên, catốt xảy khử nên nồng độ ion giảm đi, dẫn đến điện cực giảm Nếu mật độ dòng điện lớn biến đổi nồng độ ion lớn, phân cực lớn Cần khuấy mạnh để giảm phân cực b Sự phân cực hoá học: thinhbk@gmail.com Bài giảng sở lý thuyết hoá học Khi điện phân sản phẩm thoát điện cực dẫn tới tạo thành pin có chiều ngược với chiều dòng điện c Sự phân cực điện hoá: Khi nhúng điện cực vào dung dịch chất ®iƯn ly vµ nèi ®iƯn cùc víi ngn ®iƯn chiều e dời anốt (+) để tới catốt (-) e không tự qua dung dịch được, nên điện cực không xảy trình điện hoá điện cực tích điện () thừa e, điện cực tích điện (+) làm cho lớp điện tích kép điện cực bị thay đổi, ®ã gi÷a ®iƯn cùc sÏ xt hiƯn mét hiƯu số điện có chiều ngược với chiều nguồn điện bên Ví dụ: Điện phân dung dịch CuCl2 (+) Anèt: (-) Catèt: 2Cl- -2e ® Cl2 Cu2+ +2e ® Cu Xuất Cl2/ClCu2+/Cu Sản phẩm thoát điện cực dẫn tới tạo thành pin Epin = thÕ ph©n cùc = Efc ThÕ ph©n hủ: Sự điện phân xảy điện áp hoàn toàn xác định Điện áp tối thiểu điện cực để điện phân bắt đầu xảy gọi phân huỷ Như vậy, mặt lý thuyết Efh = suất điện động pin tạo sản phẩm thoát anốt catèt = Efc, nh­ng thùc tÕ Efh > Efc vµ Efh = Efc + h ® h = Efh - Efc, h gọi h phụ thuộc vào chất điện cực, trạng thái bề mặt điện cực, thành phần dung dịch, mật độ dòng, Sự điện phân chất điện ly nóng chảy Khi cho dòng điện chiều qua chất điện ly nóng chảy cation catốt (-), anion anốt xảy tượng phóng điện Ví dụ: điện phân nóng chảy NaCl (-): Na+ (+): ClNa+ + e ® Na Cl- -e ® 1/2Cl2 NaCl đ Na + 1/2 Cl2 Điện phân dung dịch chất điện ly: Trong dung dịch ion chất điện ly phân ly có ion H3O+ OH- nước điện ly Khi cho dòng điện chiều qua dung dịch cation kim loại Mn+ ion H3O+ catốt anion gốc axit ion OH- anốt (-) a Quá trình catốt: Xảy phản ứng khử cation Mn+ theo phản ứng: Mn+ + ne đ M (1) ion H3O+ theo phản ứng 2H3O+ + 2e đ H2 + 2H2O (2) tuỳ thuộc vào khả oxy hoá chúng ®­ỵc thinhbk@gmail.com Bài giảng sở lý thuyết hố học đánh giá khử Trong dung dịch có pH = thÕ khư cđa hydro lµ : ε H O + /H = -0,059.pH = -0,413V Vµ ë pH =7 phương trình (2) viết dạng 2H2O + 2e -> H2 + 2OH· C¸c kim lo¹i cã thÕ khư ε Mn + /M > ε H3O+ /H2 = -0,413V bị khử catốt theo (1) Theo bảng dÃy điện cực tiêu chuẩn kim loại đứng sau sắt, hydro nên bị đẩy đến kim loại đứng sau Al (không kể Al) bị khử catốt à Trường hợp ngược lại: Các ion kim loại từ Al trở trước dÃy khử không bị khử mà ion H3O+ bị khử theo phương trình (2) b Quá trình anốt: Xảy oxy hoá anion, ion OH- chất làm điện cực tuỳ thuộc vào khả khử chúng à Nếu điện cực kim loại: Do kim loại có khả khử mạnh chất nên anốt bị tan thao phản ứng: M- ne đ Mn+ à Nếu anốt điện cực trơ: Xảy trình oxi hoá anion gốc axit ion OH- tuỳ theo khả khử chúng giảm dần theo dÃy sau: S2- > I- >Br- > Cl- > F- > OH- > anion chứa oxy Ví dụ 1: Viết sơ đồ điện phân dung dịch Na2SO4 dùng graphit làm điện cực( anốt trơ) Na2SO4 Catôt 2Na+ + SO42- H2O , 2Na+ 2H2O + 2e = H2 + 2OH- An«t SO42- ,H2O 3H2O - 2e = 2H3O+ + 1/2 O2 Từ sơ đồ điệnphân ta thấy thực chất điện phân nước Vai trò Na2SO4 chất dẫn điện Ví dụ 2: Viết sơ đồ điện phân dung dịch CuSO4 dùng anôt đồng Catôt H2O , Cu2+ Cu2+ + 2e = Cu Cu tạo thành bám vào catôt CuSO4 Cu2+ + SO42- Anôt (Cu) SO42- ,H2O Cu - 2e = Cu2+ Anôt tan dần thinhbk@gmail.com