ĐIỆN HÓA HỌC pptx

Chương 12Chương 12 ĐIỆN HÓA HỌCĐIỆN HÓA HỌC [...]...Các loại điện cực a Điện cực kim loại Zn Zn2+ Zn2+ +2e ⇌ Zn b Điện cực kim loại phủ muối AgAgCl Cl- AgCl +1e ⇌ Ag + Cl- c Điện cực khí Pt H2 H+ 2H+ +2e ⇌ H2 d Điện cực oxy hóa - khử Pt  Fe2+, Fe3+ Fe3+ +1e ⇌ Fe2+ Epin = + -  - = Cu - Zn Điện cực Hydro tiêu chuẩn Pt | H2 | H+ 0H+/ H2 = 0 aH+ =1mol/l ; PH2 =1atm Cách xác định thế điện cực Thế điện cực của một điện cực bất kỳ bằng... (r) Điện phân G>0 Pin G < 0 Phản ứng hoá học Dòng điện Điện phân G>0 Các quá trình xảy ra trong Pin và bình điện phân ngược nhau Cực âm Catod Cực dương Điện phân Zn2+ +2e  Zn Anod Zn -2e  Zn2+ Anod Cu -2e  Cu2+ Pin Catod Cu2+ +2e  Cu Thế phân giải Ep – thế hiệu tối thiểu để tiến hành quá trình điện phân Quá thế- 0 = Ep – Epin = a0 + c 0 thế0 – phụ thuộc vào bản chất điện cực, mật độ dòng điện, ... mật độ dòng điện, thành phần dd… Ep = a0 + c 0 + Epin = a0 + c 0 + + - Ep = (+ + a0 ) - (- - c0 ) Thế phóng điện ở anod Thế phóng điện ở catod Sự điện phân trong dd điện ly Catod (-) /qt khử Anod (+) / quá trình oxyhoá (- - c0) lớn OXH p .điện ( + a0 ) nhỏ  KH sẽ phóng điện  (Mn+/M) >  (H2O /H2) Mn+ +ne  M  (Mn+/M) <  (H2O /H2) pH < 7 Anod trơ (graphit) Anion không chứa oxy: I-,... pH ≥ 7 Anod tan (kim loại) 2H2O +2e  H2+ 2OH- M – ne  Mn+ (Mn+/M) <  Định luật Faraday Đ Q A I t m   F n F m – lượng chất tạo thành hay hoà tan ở điện cực Đ – đương lượng gam chất đó Q- lượng điện đi qua chất điện ly ; Q = I.t I – cường độ dòng điện ; t- thời gian n – số electron trao đổi ... chuẩn Pt | H2 | H+ 0H+/ H2 = 0 aH+ =1mol/l ; PH2 =1atm Cách xác định thế điện cực Thế điện cực của một điện cực bất kỳ bằng thế hiệu của nó so với điện cực Hydro tiêu chuẩn E0 = 0đc - 0 hydro E0 = 0đc 0 ( Cu2+/Cu) = 0,34V Cu) 0( Zn2+/Zn) = - 0,76V Zn) Thế điện cực tiêu chuẩn ở 250C EOS Phân loại các chất oxy hoá khử Phân loại Chất OXH mạnh Khoảng thế > 1,5V Ví dụ MnO4- ,O3 , F2 Chất OXH trung bình... và sức điện động tiêu chuẩn 0 0 G  nE F  RTln K nE 0 F ln K  RT ở 250C nE 0 lg K  0 , 059 F = 96500[C/mol] R=8,314 [J/mol.K] T [K] Ln = 2,303.lg E0 [v] Phương trình Nernst a OXH + ne + x[MToxh] ⇌ b KH + y[MTkh] G = -nF ; G0 = -nF0 RT OXH MToxh  0  oxh / kh  ln nF KHb MTkh y a oxh / kh 0,059 OXH  MToxh   lg n KHb MTkh y a oxh / kh  0 / kh oxh x x ở 250C Thế điện cực... Chiều của phản ứng oxy hóa - khử OXH1 + ne KH1 - ne OXH2 + ne    KH1 G1’ = -nF1 OXH1 G1 = -nF (- 1) KH2 G2 = -nF2 KH1 + OXH2  OXH1 + KH2 G < 0 G = G1+ G2= -nFE = -nF(2 - 1) < 0 2 - 1 > 0 ; 2 > 1 OXH > + KH <  KH > + OXH < PIN NỒNG ĐỘ (-)Cu| Cu2+; 0,1M || 1,0M ; Cu2+ |Cu (+) E   ở 250C     RT Cu  ln nF Cu 0,059 Cu 2   E lg n Cu 2   2  2  Điện phân Pin G < 0 Zn(r)... bình +1,0V +1,5V CrO42- , MnO2 ,Cl2 Chất OXH yếu +0,5V +1,0V I2 , Fe3+ , Ag+ Chất khử yếu ±0V …+0,15V Sn2+ , Cu , HI Chất khử trung bình -0,5V… ± 0V H2S , Fe , H2 Chất khử mạnh < - 0,5V Na , Al , Zn Sức điện động của nguyên tố Ganvanic aKH1 + bOXH2 -ne  cOXH1 + +ne dKH2 G = - Amax’ = -qE =-n (e.NA)E = -nFE (thuận nghịch) G0 = -nFE0 e = 1,6.10-19 [C] c OXH 1 KH d 2  G   G 0  RT ln a KH 1 OXH b 2... oxh / kh  0 / kh oxh x x ở 250C Thế điện cực ( thế khử ) là thông số cường độ a OXH + ne + x[MToxh] ⇌ b KH + y[MTkh] OXH  MT oxh  RT  ln b y nF KH  MT kh  a  oxh / kh   0 oxh / kh Thế điện cực phụ thuộc : Bản chất cặp OXH/KH và bản chất dung môi Nồng độ chất OXH và chất KH Nhiệt độ Môi trường Ảnh hưởng chất tạo phức và tạo kết tủa x  oxh / kh  0 oxh / kh OXH RT  ln nF KH a MT .  Cu a. Điện cực kim loại. d. Điện cực oxy hóa - khử. b. Điện cực kim loại phủ muối c. Điện cực khí AgAgCl Cl - Pt H 2 H + Pt  Fe 2+ , Fe 3+ Zn Zn 2+ Các loại điện cựcCác loại điện cực Zn 2+. FF 22 và Alvà Al  Pư oxh sinh họcPư oxh sinh học The heme groupThe heme group Thế điện cựcThế điện cực M n+ (dd) + ne ⇌ M Điện cực kim loại M |M n+ G = - nF - thế điện cực – thế khử  càng dương. Chương 12Chương 12 ĐIỆN HÓA HỌCĐIỆN HÓA HỌC