CÂN BẰNG OXID HÓA – KHỬ ĐIỆN HÓA HỌC ThS Ngô Gia Lương 1.Phản ứng oxid hóa – khử cặp oxid hóa khử liên hợp 1.1 Phản ứng oxid hóa – khử Số oxy hóa PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ELECTRON Nhường e = oxid hóa Nhận e = Sự khử Sự khử (số oxy hóa giảm) Sự oxy hóa (số oxy hóa tăng) Phản ứng oxid hóa – khử Phản ứng oxid hóa – khử PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ELECTRON Một số thuật ngữ thông dụng: • Sự oxid hóa – nhường electron tăng số oxid •hóa Sự khử – nhận electron giảm số oxid hóa • Chất oxid hóa – nhận electron • Chất khử – nhường electron Phản ứng oxid hóa – khử 1.2 Cân phản ứng Cu (s) + Ag+ (aq) → Bước Cu2+ (aq) + Ag (s) 1: Xác định bán phản ứng oxi hóa khử: RED: Ag+ + e- → Ag OX: Cu → Cu2+ + 2e- Bước 2:Cân Bước 3: bán phương trình Cu → Cu2+ + 2e2 Ag+ + e- → Ag Bước 4:Cu (s) + Ag+ (aq) → Cu2+ (aq) + 2Ag (s) Điện cực Điện cực: hệ gồm dẫn điện ( kim loại phi kim than chì…) tiếp xúc với dung dịch chứa cặp oxi hóa khử liên hợp Ví dụ: Khi nhúng dẫn điện vào dd chất điện ly ta điện cực General Chemistry: HUI© 2006 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 2.1 Điện cực kim lọai – ion kim lọai (điện cực tan) Gồm kim lọai tiếp xúc với ion dung dịch Điện cực thường ký hiệu tắt M ( r) | Mn+ (dd) Ví dụ: Điện cực đồng Cu (r) | Cu2+ Quá trình xãy Cu-2e ⇋ Cu2+ 2.2 Điện cực khí – ion Chất khí tiếp xúc với cation H+ (dd) | H2(k) | Pt (r) Quá trình xãy 2H+ (dd) + 2e ⇋ H2(k) Nếu áp suất khí H2 atm, a H+=1M, nhiệt độ 250C ta có điện cực tiêu chuẩn hydro (E=0) 2.3 Điện cực kim lọai – anion muối không tan kloại Kim loại tiếp xúc với muối không tan đồng thời tiếp xúc với dung dịch chứa muối tan anion I-(dd) | AgI(r ) |Ag (r ) AgI (r ) + 1e ⇋ Ag (r) + I- (dd) Dự đoán khả diễn biến phản ứng oxid – hoá khử Ví dụ: Phản ứng sau có xảy không tất chất 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 xảy Dạng oxid hóa cặp điện điện cực khử lớn có khả nhận electron dạng khử cặp khử nhỏ 3.3.Thế điện cực loại điện cực • Điện cực kim loại: gồm kim loại nhúng dung dịch muối nó: Mn+ + ne = M 0, 059 n+ E=E + lg M n • Điện cực khí : gồm kim loại trơ hay graphit đóng vai trò vật dẫn điện đồng thời vật mang phân tử khí nhúng dd chứa ion tương ứng bão hoà khí tương ứng Ví dụ: điện cực hidro Phản ứng điện cực: H3O+ + e = 1/2H2(K) + H2O Thế điện cực xác định phương trình E = E − 0, 059 lg PH H O + E0 = 0,00V P = 1atm ⇒E = 0,059lg[H3O+ ] = -0,059pH Theo quy ước điện cực hidro tiêu chuẩn nhiệt độ VD10: Một điện cực hidro nhúng dung dịch axit 250C điện cực – 0,31V Tính pH dung dịch • Kim loại trơ điện hoá : graphit nhúng dung dịch chứa đồng thời dạng oxi hoá dạng khử cặp oxi hoá - khử Ví dụ: điện cực Pt/Fe3+, Fe2+; Pt/Sn4+, Sn2+… Phản ứng điện cực: ox + ne = kh 0, 059 [ ox ] E =E + lg n [ kh ] • Kim loại tiếp xúc với muối tan dung dịch muối khác có anion Ví dụ: - Điện cực Ag - AgCl Ag/AgCl, KCl - Điện cực calomen: Hg/Hg2Cl2, KCl - Phản ứng điện cực: Hg2Cl2 + 2e = 2Hg + 2Cl- 0, 059 n+ E =E + lg M n Hg 22+ = 0, 059 THg2Cl2 ⇒E=E + lg − Cl THg2Cl2 Cl − Tương tự với điện cực Ag/AgCl, KCl 0,059 TAgCl E=E + lg − [Cl ] Quan hệ số cân sức điện động tiêu chuẩn ∆ G = − nE F = − RT ln K 0 nE F ln K = RT 250C nE lg K = 0,059 F = 96500[C/mol] R=8,314 [J/mol.K] T [K] Ln = 2,303.lg E0 [v] K = 10 nE o 0.059 Phương trình Nernst a OXH + ne + x[MToxh] ⇌ b KH + y[MTkh] ∆G = -nFE ; ∆G0 = -nFE0 RT [ OXH ] [ MToxh ] = Eoxh / kh + ln nF [ KH ] b [ MTkh ] y a Eoxh / kh 0,059 [ OXH ] [ MToxh ] + lg b y n [ KH ] [ MTkh ] a Eoxh / kh = E oxh / kh x x 250C Thế điện cực ( khử ) thông số cường độ RT [ OXH ] [ MToxh ] = Eoxh / kh + ln b y nF [ KH ] [ MTkh ] a Eoxh / kh x [OXH] ↑ → E ↑ → tính oxh OXH ↑ → tính khử KH ↓ [KH] ↑ → E ↓ → tính oxh OXH ↓ → tính khử KH ↑ OXH + … → Phức hay kết tủa → [OXH] ↓ → E ↓ → tính oxh OXH↓ → tính khử KH ↑ KH + … → Phức hay kết tủa → [KH] ↓ → E ↑ → tính oxh OXH ↑ → tính khử KH ↓ Dự đoán chiều phản ứng oxy hóa - khử ∆G1’ = -nFϕ OXH1 + ne KH1 KH1 - ne OXH1 ∆G1 = -nF (- ϕ 1) OXH2 + ne KH2 ∆G2 = -nFϕ KH1 + OXH2 OXH1 + KH2 ∆G < ∆G = ∆G1+ ∆G2= -nFE = -nF(ϕ2 - ϕ1) < ϕ2 - ϕ1 > ; ϕ2 > ϕ1 OXHϕ > + KHϕ < → KHϕ > + OXHϕ < Ví dụ: Áp dụng phương trình Nernst để tính Ecell Pt|Fe2+(0.10 M),Fe3+(0.20 M)||Ag+(1.0 M)|Ag(s) General Chemistry: Một số nguồn điện hóa thông dụng Pin Acqui Sự điện phân Một số nguồn điện hóa thông dụng Pin HUI© 2006 Một số nguồn điện hóa thông dụng Acqui Một số nguồn điện hóa thông dụng Sự điện phân [...]... 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 Bảng thế điện cực tiêu chuẩn ở 2500C Bán phản ứng khử Khử hóa yếu Oxi hóa mạnh Khử hóa mạnh Oxi hóa yếu 3.2 Ýnghĩa của thế điện cực khử tiêu chuẩn 1) So... tiêu chuẩn 1) So sánh độ mạnh các chất oxid hoá và độ mạnh các chất khử Thế điện cực khử càng lớn thì tính oxid hóa của dạng oxid 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 oxid hóa của Fe3+ lớn hơn mạnh hơn Cu2+, tính khử của đồng kim loại lớn hơn tính khử của Fe2+ 2) Tính được sức điện động của một pin • Ví dụ: Tính sđđ... Thế điện cực tiêu chuẩn của một cặp oxid hoá -khử là sức điện động của một pin tạo bởi điện cực chuẩn của cặp oxid hoá - khử đó với điện cực hidro chuẩn Slide 15 of 48 General Chemistry: 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 • Người ta thường dùng điện điện cực calomen làm điện. .. 0,80 – (- 0,41) = + 1,21 E = Thế khử của điện cực dương - thế khử của điện cực âm 3 Dự đoán khả năng diễn biến của một phản ứng oxid – hoá khử Ví dụ: Phản ứng sau có xảy 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 xảy ra Dạng oxid hóa. .. tự xảy ra Dạng oxid hóa của cặp có thế điện điện cực khử lớn hơn có khả năng nhận electron của dạng khử của cặp có thế khử nhỏ hơn 3.3.Thế điện cực các loại điện cực • Điện cực kim loại: gồm một thanh kim loại nhúng trong dung dịch muối của nó: Mn+ + ne = M 0, 059 n+ E=E + lg M n 0 • Điện cực khí : gồm một thanh kim loại trơ hay graphit đóng vai trò vật dẫn điện đồng thời là vật mang các phân tử... được bão hoà bằng khí tương ứng Ví dụ: điện cực hidro Phản ứng điện cực: H3O+ + e = 1/2H2(K) + H2O Thế của điện cực xác định bằng phương trình E = E − 0, 059 lg 0 PH 2 H O 3 + E0 = 0,00V và P = 1atm ⇒E = 0,059lg[H3O+ ] = -0,059pH Theo quy ước thì thế của điện cực hidro tiêu chuẩn ở mọi nhiệt độ đều bằng 0 VD10: Một điện cực hidro nhúng trong dung dịch axit ở 250C có thế điện cực là – 0,31V Tính... là điện cực ở đó xảy ra quá trình oxid hóa Zn (r ) - 2e → Zn2+ • Catod là điện cực ở đó xảy ra quá trình khử Cu2+ + 2e → Cu Cách biểu diễn nguyên tố Galvani 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; anod được viết bên trái, catod được viết bên phải (-) Zn(r) | Zn2+ (dd) || Cu2+(dd) | Cu(r) (+) 3 Thế điện cực 3.1 Thế điện. .. dịch • Kim loại trơ điện hoá : graphit nhúng trong dung dịch chứa đồng thời dạng oxi hoá và dạng khử của cặp oxi hoá - khử Ví dụ: các điện cực Pt/Fe3+, Fe2+; Pt/Sn4+, Sn2+… Phản ứng điện cực: ox + ne = kh 0, 059 [ ox ] E =E + lg n [ kh ] 0 • Kim loại tiếp xúc với một muối ít tan của nó trong dung dịch của một muối khác có cùng anion Ví dụ: - Điện cực Ag - AgCl Ag/AgCl, KCl - Điện cực calomen: Hg/Hg2Cl2,... tính Ecell Pt|Fe2+(0.10 M),Fe3+(0.20 M)||Ag+(1.0 M)|Ag(s) General Chemistry: 5 Một số nguồn điện hóa thông dụng Pin Acqui Sự điện phân Một số nguồn điện hóa thông dụng Pin HUI© 2006 Một số nguồn điện hóa thông dụng Acqui Một số nguồn điện hóa thông dụng Sự điện phân ... ở 250C Thế điện cực ( thế khử ) là thông số cường độ RT [ OXH ] [ MToxh ] 0 = Eoxh / kh + ln b y nF [ KH ] [ MTkh ] a Eoxh / kh x [OXH] ↑ → E ↑ → tính oxh của OXH ↑ → tính khử của KH ↓ [KH] ↑ → E ↓ → tính oxh của OXH ↓ → tính khử của KH ↑ OXH + … → Phức hay kết tủa → [OXH] ↓ → E ↓ → tính oxh của OXH↓ → tính khử của KH ↑ KH + … → Phức hay kết tủa → [KH] ↓ → E ↑ → tính oxh của OXH ↑ → tính khử của KH