bai giang dien hoa

ĐiỆN HÓA HỌC (1 tiết chỉ) Nội dung chi tiết học phần Chương Dung dịch điện ly Chương Lớp điện kép Chương Nhiệt động học điện hóa Chương DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY Chương 1.1 Khái niệm - Đối với dung dịch lý tưởng hay dung dịch loãng tuân theo định luật Raoult, độ tăng nhiệt độ sôi độ hạ nhiệt độ đông đặc … - Các dung dịch muối, axit, baz, … không tuân theo định luật dung dịch có tính chất đặc biệt mà đặc trưng độ dẫn điện tương đối cao Chương 1.2 CÁC THUYẾT VỀ DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY Chất điện li hợp chất hóa học có khả phân li dung dịch thành hạt mang điện trái dấu gọi ion Chương 1.2.1 Thuyết điện ly Arrhenius a Các luận điểm .Chất điện ly có khả tự phân chia thành ion mang điện tích trái dấu hoà tan vào dung môi thích hợp Hiện tượng chất điện ly phân chia thành ion gọi tượng phân ly Dung dịch hình thành gọi dung dịch phân ly .Chất điện ly hoà tan không phân ly hoàn toàn Tỷ số số phân tử phân ly số phân tử lúc ban đầu gọi độ phân ly Độ phân ly thường ký hiệu α Chương 1.2.1 Thuyết điện ly Arrhenius a Các luận điểm .Sự phân ly tuân theo định luật tác dụng khối lượng phản ứng hoá học khác Đại lượng đặc trưng quan trọng cho chất điện ly số phân ly .Lực tương tác ion không tồn dung dịch chất điện ly hệ khí lý tưởng b Ưu điểm .Giải thích số tính chất dung dịch điện ly .Giải thích cân axit, baz điện ly nước Chương 1.2.1 Thuyết điện ly Arrhenius c Nhược điểm  Độ phân ly α phụ thuộc vào nồng độ, nhiệt độ áp suất không phụ thuộc vào phương pháp đo Chương 1.2.1 Thuyết điện ly Arrhenius c Nhược điểm  Hằng số phân ly (K) đại lượng đặc trưng cho trình phân ly chất điện ly Nó phải số điều kiện nhiệt độ áp suất không đổi không phụ thuộc vào nồng độ Chương 1.2.1 Thuyết điện ly Arrhenius d Nguyên nhân  Arrhenius cho ion nằm trạng thái chuyển động hỗn loạn giống phân tử trạng thái khí Vì ông áp dụng định luật trạng thái khí cho dung dịch chất điện ly  Arrhenius không tính đến tương tác chất tan dung môi Thực tế, tương tác chất tan dung môi đóng vai trò quan trọng, nguyên nhân dẫn đến phân ly 3.4 MẠCH HÓA HỌC 3.5 Phương pháp đo sức điện động - Sức điện động nguyên tố galvani dòng điện nguyên tố gọi sức điện động cân - Sức điện động pin có dòng điện pin gọi sức điện động phân cực - Sức điện động phân cực pin nhỏ sức điện động cân 3.5.1 Phương pháp đo Sơ đồ đo sức điện động 3.5.2 Ứng dụng phép đo sức điện động a Xác định số không bền phức Ta có: [Ag(CN)2]- = K kb = CN − aAg+ a a Ag(CN) [ Ag+ + 2CN- ]− Người ta thiết lập pin: (-) Ag/ Ag(CN)2- , KCN || AgNO3/ Ag (+) Phản ứng pin: Ag+(+) + 2CN- + Ag(-)  [Ag(CN)2]- + Ag(+) E = φ  Ag + / Ag K kb aAg(CN)−  + 0, 059 lg aAg+  − φ Ag + / Ag + 0, 059 lg  aCN −     b Xác định tích số tan muối khó tan Xác định TAgCl (-) Ag, AgCl/ HCl/ Cl2, Pt (+) Phản ứng pin: (-) Ag – e  Ag+ (+) Cl2 + e  Cl0 φCl0 − / Cl − φ Ag − 0, 059 lg TAgCl + / Ag E= c Xác định pH dung dịch -Với điện cực thị điện cực hydro (-) Pt, H2/ H+, A- KCl/ Hg2Cl2, Hg (+) E = ϕcal + 0,059pH - Với điện cực thị điện cực thuỷ tinh (-) Hg, Hg2Cl2|| KCl φdung dịch cần đo pH/ điện cực thuỷ tinh (+) tt E = ϕtt - ϕcal = ( - 0,059pH) - ϕcal d Xác định chiều số cân phản ứng K cb = 10 ( )  n φ10 −φ20 /0,059    Bài tập 3.1 Cho điện cực (Pt) H2 (P = 1)/H+ (a = 0,01) Zn/ Zn2+ (a = 0,1) Tính sức điện động pin 250C biết khử tiêu chuẩn cặp oxy hóa khử Zn2+/Zn -0,76V 3.2 Xét phản ứng sau 25oC: AsO43− + 2I− + 2H+ = AsO33− + I2 + H2O Xét chiều phản ứng pH = pH = ? Biết oxy hóa khử tiêu chuẩn các cặp AsO43− /AsO33− +0,57 V, cặp I2/2I− +0,54 V nồng độ dạng ion mol/L 3.3 Trình bày nguyên tố galvani xảy trình tương ứng sau: Fe3+ + Ag + Br - = Fe2+ + AgBr 2AgI + H2 = 2H+ + 2Ag + 2I 3.4 Sức điện động pin điện gồm điện cực calomel bão hòa điện cực hydro chứa dung dịch axit 180C 0,332V Ở 180C, điện cực calomel bão hòa 0,250V Xác định pH ?