Giáo án điện tử hóa học: Hóa đại cương_A1 docx

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.. B

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 :

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).

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+

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+

Điện cực hidro thường được kí hiệu tắt: H + (dd)/H 2 (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

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

Zn

Zn 2+ (aq) 2e -

2- Cơ chế phát sinh dòng điện

trong pin điện hóa :

Cực Zn: cực âm(hay anot)

Zn → Zn 2+ + 2e (chất khử)

sự oxi hóa nguyên tử Zn

Cực Cu: cực dương (hay catot)

Phương trình tổng quát:

Zn + Cu 2+ Cu + Zn 2+

 Như vậy:trong pin điện hoá Zn-Cu xảy ra phản ứng oxi hoá khử:Cu 2+ (chất oxi hoá mạnh hơn) đã oxi hoá Zn (chất khử mạnh hơn) thành Zn 2+ (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

 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:

 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.

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

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

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

1.Công điện của pin

+ Tại điều kiện chuẩn:

Ví dụ2: Cho điện thế tiêu chuẩn của hai cặp phản ứng oxi khử:Fe3+ (dd) + 1e-  Fe2+ (dd) Eo1 = +0,770V

hóa-Fe2+ (dd) + 2e-  Fe0 (r) E02 = -0,409Va) 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

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)

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

 Catot:thanh than chì,được bao bời lớp MnO2

 Chất điện li:h2 NH4Cl + ZnCl2 hòa trong hồ tinh bột với gelatin thành bột nhão

Sơ đồ pin và quá

trình điện cực

xảy ra

(-) Zn │ NH4Cl , ZnCl2 │MnO2,C (+) Anot (-) : Zn - 2e-  Zn2+

Catot (+) : 2MnO2 + H2O + 2e-  Mn2O3 + 2OH-

Zn + 2MnO2 + H2O + 2e-  Zn2+ + 2OH- + Mn2O Ion hydroxy tiếp xúc p/ư:

2NH4+ + 2OH- 2NH3 + 2H2O

Zn2+ + 2NH3 + 2Cl-  [Zn(NH3)2] Cl2

Pin : Zn(Hg) + HgO  ZnO + Hg

Trong suốt quá trình vận hành, thành phần chất điện li luôn không đổi,pứ tổng quát xảy ra trong pin chỉ bao gồm chất rắn

Lelanché

Các loại pin.

Pin nhiên liệu

Thành phần

cấu tạo

- chứa dung dịch KOH + 2 điện cực trơ graphit.Graphit:

 Anot: có những lổ chứa Ni & NiO

 Catot: có những lổ chứa Ni

Sơ đồ pin và quá

trình điện cực

xảy ra

P< 40atm : Khí hidro được thổi vào ngăn ano,tại đây xảy

ra quá trình oxi hóa khử

Khí hidro Kiềm nước

H2(k) + 2OH- (aq) -2e-  2H2O Catot : oxi bi khử

1/2O2(k) + H2O (l) + 2e-  2OH- (aq) PTTQ; H2O (k) + 1/2O2 (k)  H2O (l)

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%

 PbO + H2SO4 - -> PbSO4 + H2O

 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

 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:

khi cho dòng điện một chiều đi qua chất điện li ( axit, bazo, muối) ở trạng thái nóng chảy hoặc dung dịch.

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):

 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

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↓

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

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-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

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

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+ + SO4

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:

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

1. 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

2. 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

 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