Bài giảng hóa 12 điện hóa học

Chương 12 ĐIỆN HÓA HỌC OXH1 + KH2 +2 ⇌ KH1 + OXH2 0 Cu2+ (dd) + Zn(r) ⇌ Cu(r) + Chất khử Chất bị khử Chất bị oxyhoá Quá trình khử Cu 2+ + 2e- ⇌ Cu Quá trình oxyhoá Điện cực : Anod Zn - 2e- ⇌ Zn2+ Zn2+ (dd) Dạng OXHlh có tính OXH↑ Chất oxyhoá Điện cực : Catod +2 Dạng KHlh có tính khử ↓ OXH1 + ne ⇌ KH1 KH2 - ne ⇌ OXH2 Các loại phản ứng oxyhoá khử Phản ứng chất OXH khác chất KH 2Ag+(dd) + Cu ⇌ 2Ag + Cu2+ Phản ứng oxyhoá khử nội phân tử AgNO3 (r) ⇌ Ag (r) + NO (k) + O2(k) Phản ứng tự oxyhoá khử (pư dị phân ) Cl2 (k) + H2O (l) ⇌ HClO (dd) + HCl (dd) Cân phản ứng oxy hóa - khử khử Nguyên tắc chung: Bảo toàn: điện tích , điện tử, nguyên tử Nếu dạng KH dạng OXH có số oxy khác có tham gia môi trường Môi trường axit : dư oxy + 2H+ = thiếu oxy + H2O Môi trường kiềm : dư oxy + H2O = thiếu oxy + 2OHMôi trường trung tính: dư oxy + H2O = thiếu oxy + 2OHthiếu oxy + H2O = dư oxy + 2H+ Cách tiến hành phản ứng oxyhoá khử Trực tiếp - chất OXH tiếp xúc KH Hoá pư → nhiệt Cu(s) + Ag+(aq) -> Cu 2+(aq) + 2Ag(s) Gián tiếp – chất OXH không tiếp xúc trực tiếp với chất KH Hóa pư → điện ∆G < Tại phải nghiên cứu điện hoá học?    Pin  Pư oxh sinh học Ăn mòn Công nghiệp hoá chất sản xuất:Cl , NaOH, F Al The heme group Thế điện cực Điện cực kim loại M |Mn+ Mn+ (dd) + ne ⇌ M ∆G = - nFϕ ϕ- điện cực – khử Số e Zn nhiều đồng ϕ0 - điện cực tiêu chuẩn – khử chuẩn ϕ dương → Mn+ có tính oxyhoá mạnh → M có tính khử yếu ϕ âm → M có tính khử mạnh →Mn+ có tính oxyhoá yếu _ + - + _ + - + _ + Zn2+/Zn - + Cu2+/Cu ϕ 0(Zn2+/Zn) < ϕ0 (Cu2+/Cu) CẤU TẠO VÀ HOẠT ĐỘNG NGUYÊN TỐ GANVANIC Zn2+ +2e ⇌ Zn Zn2+ SO42- Cu2+ +2e ⇌ Cu CẤU TẠO VÀ HOẠT ĐỘNG NGUYÊN TỐ GANVANIC Cu2+ +2e → Cu Zn -2e → Zn2+ (-) Zn | Zn2+ (dd) || Cu2+(dd) | Cu (+) (-) M1| M1n+|| M2n+| M2 (+) Quá trình oxyhoá Anod (-) ϕ- < ϕ+ Quá trình khử Catod(+) Phân loại chất oxy hoá khử Phân loại Chất OXH mạnh Khoảng > 1,5V Ví dụ MnO4- ,O3 , F2 Chất OXH trung 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 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 d OXH KH ∆G = ∆G + RT ln KH1a OXH b2 c RT OXH KH E=E − ln nF KH1a OXH c NA= 6,02.1023 0,059 OXH KH E=E − lg a n KH OXH 250C F = 96500 [C/mol] d b ∆G [J] d b R= 8,314 [J/mol.K] E [v] ; E0[v] 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] Phương trình Nernst a OXH + ne + x[MToxh] ⇌ b KH + y[MTkh] ∆G = -nFϕ ; ∆G0 = -nFϕ0 ϕoxh / kh RT [ OXH ] [ MToxh ] = ϕoxh / kh + ln nF [ KH] b [ MTkh ] y ϕoxh / kh 0,059 [ OXH ] [ MToxh ] = ϕoxh / kh + lg n [ KH] b [ MTkh ] y a a x x 250C Thế điện cực ( khử ) thông số cường độ a OXH + ne + x[MToxh] ⇌ b KH + y[MTkh] RT [ OXH ] [ MToxh ] + ln b y nF [ KH ] [ MTkh ] a ϕoxh / kh = ϕ oxh / kh Thế điện cực phụ thuộc : Bản chất cặp OXH/KH chất dung môi Nồng độ chất OXH chất KH Nhiệt độ Môi trường Ảnh hưởng chất tạo phức tạo kết tủa x [ OXH ] [ MToxh ] RT + ln b y nF [ KH] [ MTkh ] a ϕoxh / kh = ϕ0oxh / kh x [OXH] ↑ → ϕ ↑ → tính oxh OXH ↑ → tính khử KH ↓ [KH] ↑ → ϕ ↓ → tính oxh OXH ↓ → tính khử KH ↑ OXH + … → Phức hay kết tủa → [OXH] ↓ → ϕ ↓ → tính oxh OXH↓ → tính khử KH ↑ KH + … → Phức hay kết tủa → [KH] ↓ → ϕ ↑ → tính oxh OXH ↑ → tính khử KH ↓ Thế khử oxyhoá Quá trình khử: OXH + ne ⇌ KH ∆G = -nFϕ(kh) Quá trình oxyhoá: KH - ne ⇌ OXH ∆G’ = -nFϕ(oxh) ∆G = - ∆G’ → ϕ (oxh) = - ϕ(kh) Chiều phản ứng oxy hóa - khử OXH1 + ne KH1 - ne OXH2 + ne    KH1 ∆G1’ = -nFϕ OXH1 ∆G1 = -nF (- ϕ 1) KH2 ∆G2 = -nFϕ KH1 + OXH2  OXH1 + KH2 ∆G < ∆G = ∆G1+ ∆G2= -nFE = -nF(ϕ2 - ϕ1) < ϕ2 - ϕ1 > ; ϕ2 > ϕ1 OXHϕ > + KHϕ < → KHϕ > + OXHϕ < PIN NỒNG ĐỘ (-)Cu| Cu2+; 0,1M || 1,0M ; Cu2+ |Cu (+) RT Cu 2++ E = ϕ+ − ϕ− = ln nF Cu 2−+ 250C 0,059 Cu 2++ E= lg n Cu 2−+ Điện phân Pin ∆G < Zn(r) + Cu2+(dd) Zn2+(dd) + Cu (r) Điện phân ∆G>0 Pin ∆G < Phản ứng hoá học Dòng điện Điện phân ∆G>0 Các trình xảy Pin bình điện phân ngược Cực dương Cực âm Catod Điện phân Zn2+ +2e → Zn Anod Zn -2e → Zn2+ Anod Cu -2e → Cu2+ Pin Catod Cu2+ +2e → Cu Thế phân giải Ep – hiệu tối thiểu để tiến hành trình điện phân Quá thế- η0 = E – E =η 0+η p pin a c η0 – phụ thuộc vào chất điện cực, mật độ dòng điện, thành phần dd… Ep = η a0 + η c + Epin = η a0 + η c + ϕ + - ϕ Ep = (ϕ + + η a0 ) - (ϕ - - η c0 ) Thế phóng điện anod Thế phóng điện catod Sự điện phân dd điện ly Catod (-) /qt khử (ϕ - - η c0) lớn→ OXH p.điện ϕ (Mn+/M) > ϕ (H2O /H2) Mn+ +ne  M ϕ (Mn+/M) < ϕ (H2O /H2) pH < Anod (+) / trình oxyhoá (ϕ + η a0 ) nhỏ → KH phóng điện Anod trơ (graphit) Anion không chứa oxy: I-, Br-, Cl- Nước 4OH- - 4e  O2+2H2O pH>7 2H2O - 4e  O2 + 4H+ pH≤7 2H3O+ +2e  H2+ 2H2O Anion có oxy pH ≥ Anod tan (kim loại) 2H2O +2e  H2+ 2OH- M – ne  Mn+ ϕ(Mn+/M) < ϕ Định luật Faraday Đ.Q A.I.t m= = F n.F m – lượng chất tạo thành hay hoà tan điện cực Đ – đương lượng gam chất Q- lượng điện qua chất điện ly ; Q = I.t I – cường độ dòng điện ; t- thời gian n – số electron trao đổi [...]...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 = ϕ + - ϕ - = ϕ Cu - ϕ Zn Điện cực Hydro tiêu chuẩn Pt | H2 | H+ ϕ 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 dương Cực âm Catod 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- η0 = E – E =η 0+η 0 p pin a c η0 – phụ thuộc vào bản chất điện cực, mật độ dòng điện, ... η c 0 + Epin = η a0 + η c 0 + ϕ + - ϕ Ep = (ϕ + + η a0 ) - (ϕ - - η c0 ) Thế phóng điện ở anod Thế phóng điện ở catod Sự điện phân trong dd điện ly Catod (-) /qt khử (ϕ - - η c0) lớn→ OXH p .điện ϕ (Mn+/M) > ϕ (H2O /H2) Mn+ +ne  M ϕ (Mn+/M) < ϕ (H2O /H2) pH < 7 Anod (+) / quá trình oxyhoá (ϕ + η a0 ) nhỏ → KH sẽ phóng điện Anod trơ (graphit) Anion không chứa oxy: I-, Br-, Cl- Nước 4OH- - 4e  O2+2H2O... pH ≥ 7 Anod tan (kim loại) 2H2O +2e  H2+ 2OH- M – ne  Mn+ ϕ(Mn+/M) < ϕ 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+ ϕ 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 = ϕ 0đc - ϕ 0 hydro E0 = ϕ 0đc ϕ 0 ( Cu2+/Cu) = 0,34V ϕ 0( Zn2+/Zn) = - 0,76V 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... sức điện động tiêu chuẩn ∆G = −nE F = −RT ln K 0 0 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 = -nFϕ ; ∆G0 = -nFϕ0 ϕoxh / kh RT [ OXH ] [ MToxh ] 0 = ϕoxh / kh + ln nF [ KH] b [ MTkh ] y ϕoxh / kh 0,059 [ OXH ] [ MToxh ] 0 = ϕoxh / kh + lg n [ KH] b [ MTkh ] y a a x x ở 250C Thế điện. .. ϕ(kh) Chiều của phản ứng oxy hóa - khử OXH1 + ne KH1 - ne OXH2 + ne    KH1 ∆G1’ = -nFϕ 1 OXH1 ∆G1 = -nF (- ϕ 1) KH2 ∆G2 = -nFϕ 2 KH1 + OXH2  OXH1 + KH2 ∆G < 0 ∆G = ∆G1+ ∆G2= -nFE = -nF(ϕ2 - ϕ1) < 0 ϕ2 - ϕ1 > 0 ; ϕ2 > ϕ1 OXHϕ > + KHϕ < → KHϕ > + OXHϕ < PIN NỒNG ĐỘ (-)Cu| Cu2+; 0,1M || 1,0M ; Cu2+ |Cu (+) RT Cu 2++ E = ϕ+ − ϕ− = ln nF Cu 2−+ ở 250C 0,059 Cu 2++ E= lg n Cu 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 d OXH KH 1 2 ∆G = ∆G 0 + RT ln KH1a OXH b2 c 1... [ KH] b [ MTkh ] y a a x x ở 250C Thế điện cực ( thế khử ) là thông số cường độ a OXH + ne + x[MToxh] ⇌ b KH + y[MTkh] RT [ OXH ] [ MToxh ] + ln b y nF [ KH ] [ MTkh ] a ϕoxh / kh = ϕ 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 ] [ MToxh ] RT + ln b y nF [ KH] [ MTkh ] a