WWW.TINHGIAC.COM bai giang dien hoa hoc

WWW.TINHGIAC.COM bai giang dien hoa hoc tài liệu, giáo án, bài giảng , luận văn, luận án, đồ án, bài tập lớn về tất cả c...

Chương 12 ĐIỆN HÓA HỌC ⇌ KH1 + OXH2 OXH1 + KH2 +2 0 Cu2+ (dd) + Zn(r) ⇌ Cu(r) + Chất khử Chất bị khử Chất bị oxyhoá Quá trình khử Cu 2+ + 2e- ⇌ Cu Dạng KHlh có tính khử ↓ Điện cực : Catod Điện cực : Anod Zn2+ (dd) Dạng OXHlh có tính OXH↑ Chất oxyhố Q trình oxyhố +2 Zn - 2e ⇌ Zn - 2+ 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 Ngun tắc chung: Bảo tồn: điện tích , điện tử, nguyên tử Nếu dạng KH dạng OXH có số oxy khác có tham gia mơi trường Môi trường axit : dư oxy + 2H+ = thiếu oxy + H2O Môi trường kiềm : dư oxy + H2O = thiếu oxy + 2OHMơi 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 Tại sao phải phải nghiên nghiên cứu cứu điện điện hố hố học? học? Pin Ăn mòn Cơng nghiệp hoá chất sản xuất:Cl2, NaOH, F2 Al Pư oxh sinh học The heme group Thế điện cực Điện cực kim loại M |Mn+ Mn+ (dd) + ne ⇌ M G = - nF Số e Zn nhiều đồng - điện cực – khử 0 - điện cực tiêu chuẩn – khử chuẩn  dương  Mn+ có tính oxyhố mạnh  M có tính khử yếu  âm  M có tính khử mạnh Mn+ có tính oxyhoá yếu _ + - + _ + - + _ + Zn2+/Zn - + Cu2+/Cu  0(Zn2+/Zn) < 0 (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 (+) Q trình oxyhố Anod (-) - < + Q trình khử Catod(+) Phân loại chất oxy hố 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 0 G  nE F  RT ln K 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 = -nF ; G0 = -nF0  oxh / kh RT  OXH  MToxh   oxh / kh  ln nF  KH b  MTkh  y  oxh / kh 0,059  OXH   MToxh   oxh / 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  oxh / kh  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  oxh / kh  0oxh / kh x [OXH] ↑   ↑  tính oxh OXH ↑  tính khử KH ↓ [KH] ↑   ↓  tính oxh OXH ↓  tính khử KH ↑ OXH + …  Phức hay kết tủa  [OXH] ↓   ↓  tính oxh OXH↓  tính khử KH ↑ KH + …  Phức hay kết tủa  [KH] ↓   ↑  tính oxh OXH ↑  tính khử KH ↓ Thế khử oxyhố Q trình khử: OXH + ne ⇌ KH G = -nF(kh) Q trình oxyhố: KH - ne ⇌ OXH G’ = -nF(oxh) G = - G’   (oxh) = - (kh) Chiều phản ứng oxy hóa - khử OXH1 + ne KH1 - ne OXH2 + ne    KH1 G1’ = -nF OXH1 G1 = -nF (-  1) KH2 G2 = -nF KH1 + OXH2  OXH1 + KH2 G < G = G1+ G2= -nFE = -nF(2 - 1) < 2 - 1 > ; 2 > 1 OXH > + KH <  KH > + OXH < PIN NỒNG ĐỘ (-)Cu| Cu2+; 0,1M || 1,0M ; Cu2+ |Cu (+) E      250C RT Cu 2  ln nF Cu 2  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 hố 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-  = Ep – Epin =  a0 +  c 0 – phụ thuộc vào chất điện cực, mật độ dòng điện, thành phần dd… Ep =  a0 +  c + Epin =  a0 +  c +  + -  Ep = ( + +  a0 ) - ( - -  c0 ) Thế phóng điện anod Thế phóng điện catod Sự điện phân dd điện ly Catod (-) /qt khử Anod (+) / trình oxyhoá ( - -  c0) lớn OXH p.điện ( +  a0 ) nhỏ  KH phóng điện  (Mn+/M) >  (H2O /H2) Mn+ +ne  M  (Mn+/M) <  (H2O /H2) pH < 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+ (Mn+/M) <  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