Chuong11 dien hoa

Chương XI ĐIỆN HĨA HỌC Giảng viên: Nguyễn Minh Kha PHẢN ỨNG OXY HÓA – KHỬ VÀ DÒNG ĐIỆN Phản ứng oxy hóa – khử (O – K) Phản ứng có trao đổi electron nguyên tử nguyên tố tham gia phản ứng làm thay đổi số oxy hóa nguyên tố  Quá trình cho electron gọi trình oxy hóa, chất cho electron gọi chất khử (chất bò oxy hóa)  Ví dụ: Zn – 2e  Zn+2  Quá trình nhận electron gọi trình khử, chất nhận electron gọi chất oxy hóa  Ví dụ: Cu+2 + 2e  Cu  Phản ứng tổng quát: Qt oxh: KhI Qt khử: Pt oxh – kh: OxII + ne KhI   + OxII OxI KhII  + ne OxI + + 2e Zn2+ + KhII  Cặp oxy hóa – khử: OxI/KhI , OxII/KhII  Ví dụ: Qt oxh: Zn Qt khử: Cu2+ + 2e  Zn2+  Cu Pt oxh – kh: Zn Pt phân tử: Zn + CuSO4 Cặp oxy hoá khử: Zn2+/Zn; Cu2+/Cu + Cu2+ → → ZnSO4 + Cu Cu Cân phản ứng O – K  Nguyên tắc 1:  Tổng số electron cho chất khử phải tổng số electron chất oxy hóa nhận vào  Các bước tiến hành cân  Bước 1: Xác đònh thay đổi số oxy hóa chất  Bước 2: Lập phương trình electron – ion, với hệ số cho qui tắc  Bước 3: Thiết lập phương trình ion phản ứng  Bước 4: Cân theo hệ số tỉ lượng  Ví dụ: Al Al + CuSO4  Al2(SO4)3 + Cu - 3e  Al+3 Cu+2 + 2e 2Al + 3Cu+2  Cu = 2Al+3 X2 X3 + 2Al + 3CuSO4  2Al2(SO4)3 + 3Cu 3Cu  Nguyên tắc 2:  Đối với phản ứng O – K xảy môi trường acid dạng Ox chất Ox có chứa nhiều nguyên tử Oxy dạng khử phải thêm H+ vào vế trái (dạng Ox) thêm nước vào vế phải (dạng khử)  Nếu dạng khử chất Kh chứa nguyên tử Oxy dạng Ox thêm nước vào vế trái (dạng Kh) H+ vào vế phải (dạng Ox) Thiếu O bên nào, thêm H2O bên đó, bên thêm H+  Ví dụ: KMnO4  KNO2  H SO4  MnSO4  KNO3  K SO4  H 2O MnO 4  5e  Mn 2 NO 2  2e  NO3 MnO4  5e  8H   Mn2  4H 2O X2 NO2  2e  H 2O  NO3  2H  X5 2MnO 4  5NO2  6H   2Mn   5NO3  3H O  2KMnO4  5KNO2  3H SO  2MnSO4  5KNO3  K SO  3H O  Nguyên tắc 3:  Phản ứng O – K xảy môi trường base, dạng Ox chất Ox chứa nhiều Oxy dạng khử phải thêm nước vào vế trái, OH- vào vế phải  Nếu dạng Kh chất Kh chứa Oxy dạng Ox phải thêm OH- vào vế trái, nước vào vế phải Thiếu O bên thêm OH- bên đó, bên H2O  Ví dụ: KClO3  CrCl3  KOH  K 2CrO4  KCl  H 2O ClO 3  6e  3H O  Cl   6OH  X Cr 3  3e  8OH   CrO 42  4H O X ClO  2Cr  3  OH  Cl  2CrO  5H O   2 KClO3  2CrCl  10KOH  7KCl  2K CrO  5H O Ví dụ tính số cân Xét phản ứng: Ce4  Fe2  Ce3  Fe3 Được tạo thành bán phản ứng sau o=1.700V o=0.767V Ce 4  e  Ce3 3  2 Fe  e  Fe Vì o cerium lớn nên chất Oxy hoá Ta có E   -   1.700 - (0.767) o o  o  Trong nguyên tố galvanic có: 3 3 RT [Fe ][Ce ] E    - -   -  ln nF [Fe2 ][Ce 4 ]   Tại cân bằng, E = và: 3 3 RT [Fe ][Ce ] o o o  -   ln  05916  log K , 25 C 2 4 F [Fe ][Ce ] K  1016 CHIỀU CỦA QUÁ TRÌNH O – K  Xét cặp O-K: Ox1/Kh1 , Ox2/Kh2 Kh1  Ox1 + ne , 1 Kh2  Ox2 + ne , 2 Khi trộn cặp này, có phản ứng: Kh1 + Ox2  Ox1 + Kh2 Phản ứng xảy theo chiều thuận khi: G  nFE /  nF  1      1 Quy tắc xét chiều phản ứng:  “Phản ứng O – K xảy theo chiều dạng Ox cặp O – K có  lớn Ox dạng Kh cặp O – K có  nhỏ hơn”  Thực tế dùng 0 để xét Nhưng  0+ - 0- bé phải tính toán  SỰ ĐIỆN PHÂN  ĐIỆN PHÂN DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY TRONG NƯỚC  Đònh nghóa:  Sự điện phân trình O – K xảy bề mặt điện cực cho dòng điện chiều qua dung dòch chất điện ly qua chất điện ly nóng chảy có làm theo biến đổi nhiệt thành hóa  Ở ta xét trình điện phân dung dòch chất điện ly nước  Các trình Cathode  Ở dạng Ox cation kim loại hydro dung dòch chất điện ly Ta cần so sánh điện cực kim loại hydro H2 = -0.059pH = -0.059x7 = -0.41 V  Tức điều kiện trung tính, H2 = -0.41 V  Nếu kl > H2 kim loại kết tủa: Phần cuối dãy  Nếu kl > H2  H2 : Phần đầu dãy  Trong môi trường acid:  2H+ + 2e  H2   Trong môi trường trung tính hay base:  2H2O + 2e  H2  + 2OHNếu kl -0.41 tùy vào nồng độ điều kiện tiến hành (khoảng dãy)  Các trình anode  Dạng khử anion, gốc axit OH- dung dòch, tùy theo vật liệu, điện cực bò ăn mòn: Có anod trơ (graphit, platin….) anod tan (Ni… ) Anode tan  Hoặc anode phóng điện, hòa tan anode Nếu kim loại anode có  nhỏ  cặp O – K anode bò hòa tan M –ne  M+n  Ngược lại A- OH- bò oxy hóa  Anode trơ  Khả cho electron theo thứ tự:  Anion không chứa Oxy: I-, Br-, Cl-, S-2…  Kế đến OH- 4OH- – 4e  O2 + 2H2O (môi trường kiềm) 2H2O – 4e  O2 + 4H+ (môi trường acid hay trung tính)  Anion chứa Oxy: SO4-2, MnO4-, SO3-2… Một số ví dụ  Điện phân CuCl2, anode trơ  Cu 2  Cathode  Anode / Cu Cu  0.337  0.41 2  2e  Cu  2Cl  2e  Cl    Điện phân dung dòch K2SO4 với anod trơ   K  / K  2.924  0.41  H+ bò khử  Cathode: 4H 2O  4e  4OH  2H  K    OH   KOH Anode: SO4- không bò Ox, nước (OH-) bò Ox 2H 2O  4e  4H   O2  2H   SO24  H SO4  Hay nói khác trình điện phân nước  Điện phân dung dòch nước NiSO4 với anod Ni tan  Ni  0.25  0.41   Nhưng NiSO4 tồn môi trường acid, nên: 2 / Ni 2H O  O  4H   4e,  1.228  Do đó, cathode Ni  2e  Ni  2   Và anode Ni  2e  Ni 2 Ni 2  SO42  NiSO4  Thế phân giải  Thế phân giải hiệu tối thiểu cần thiết để tiến hành trình điện phân cho  Ký hiệu: Ep  Nói chung với hệ T – N Ep sức điện động nguyên tố galvanic tạo thành từ sản phẩm điện phân  Hiệu số phân giải sức điện động nguyên tố galvanic tương ứng phản ứng nghòch gọi điện phân: 0 = Ep - E Đònh luật Faraday  Lượng chất tạo thành hay hòa tan điện cực điện phân tỉ lệ thuận với lượng điện qua chất điện ly  Những lượng điện tạo thành hay hòa tan điện cực điện phân đương lượng chất Michael Faraday  Công thức cho đònh luật m = (AIt)/(nF) hay m = (ĐAq)/F        F: Hằng số Faraday 96500 (coulomb) m: khối lượng chất điện phân ĐA: Đương lượng gam A A: Nguyên tử gam A n: Hóa trò chất biến đổi I: Cường độ dòng điện (Ampe) t: Thời gian điện phân (sec)