1. Trang chủ
  2. » Tất cả

dien hoa doc-ung

18 5 0

Đang tải... (xem toàn văn)

Tài liệu hạn chế xem trước, để xem đầy đủ mời bạn chọn Tải xuống

THÔNG TIN TÀI LIỆU

Thông tin cơ bản

Định dạng
Số trang 18
Dung lượng 1,02 MB

Nội dung

Phản ứng oxy hóa khử phản ứng có thay đổi số oxy hóa vài nguyên tố (do có trao đổi electron chất Quá trình chooxy electron: khử chất hoá) trình oxy hoá:A e = A+ Td: Zn – 2e = Zn2+ * Quá trình nhận electron: trình khử:B + e = BTd: Cu2+ + 2e = Cu * Chất cho electron: chất khử Td:Kim loại: Zn; Cu; Al….phi kim loại Cl-; Br-,I* Zn Chất+nhận electron: chất oxy hoùa CuSO4 Cu + Td: Zn2+; Cu2+; Al3+….Cl2ZnSO ; Br2; I2; … OxhI/KhI : Kh I : I +ne Oxh /KhOxh Oxh + ne Kh II II II II OxhII + KhI OxhI + KhII Các phản ứng oxy hóa khử chia làm hai loại: Các phản ứng môi trường tham gia: phản ứng có chất Oxh chất khử tham gia phản ứng, dạng khử dạng Oxh gồm chất Thí dụ: Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4 Các phản ứng có mội trường tham gia: có mặt chất thứ ba làm môi trường cho phản ứng Chất thứ ba gọi môi trường, thường acid, baz hay nước 2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + 3H2O MnO4- + 8H3O+ Daïng Oxh + 5e = Mn2+ + H2 O Dạng Kh  Nguyên tắc: Tổng số electron chất khử cho BẰNG tổng số electron chất Oxh thu vào  Trình tự tiến hành: Dựa vào thay đổi số Oxh nguyên tố phản ứng , xác định chất oxh chất khử Thành lập phường trình electron – ion dựa số electron trao đổi Trong trường hợp phản ứng xảy môi trường (acid, baz hay trung tính) dạng Oxh Khử chứa số nguyên tử oxy khác ta thêm ion H3O+ hay OH- H2O Thiết lập phương trình ion phản ứng Khi kim loại vào dung dịch xảy nhúng Cân hệ số hợp thức chất hai tượng: có mặt phảndịch ứngkết tủa lại Lớp điện Cation kim loại từ dung tích dương bề mặt KL Cation mạng lưới tinh thể kim loại dung dịch Hình thành lớp điện tích kép bề  Trên bề mặt lại electron  mặt phân chia pha Sự điện chênh lệch điện tích Tích âm phụ thuộc: Bản chất KL: Càng hoạt động hoá học lớp điện tích kép lớn Hoạt độ dung dịch: lớn khuếch tán ion Kl  Lớp điện Khi cho chất oxy hoá chất khử tiếp xúc trực tiếp  Hoá chuyển thành nhiệt Cu(r) + Ag+(dd)  Cu2+(dd) + Ag(r) Khi cho chất oxy hoá chất khử không tiếp xúc trực tiếp trình Oxh –khử diễn nơi khác nhau, electron di chuyển nhờ dây KL Hoá chuyển thành điện eMàng ngăn e- eChất oxh Chất khử Anode Cathode Nguyên tố Ganvanic hay pin điện hoá học thiết bị cho phép thu điện dựa phản ứng Oxh – khử xảy Hiệu điện cực nguyên tố Ganvanic phản ứng Oxh – khử sở diễn thuận nghịch gọi sức điện động nguyên tố Ganvanic A'  G nFVm nFE G  n F E cell G G o  RT ln  cell  n F E cell F: Hằng số Faraday F = 96 484 A’ tính J (vonCulong) F = 23 061 Nếu A’ tính calo aA + bB  G  n F E celldD cC + RT ln  cell G G o   E cell  nF  nF  nF G  n F E cell RT  C   D  E E  ln nF  A a  B b C d Cấu tạo: Thanh điện cực nhúng vào dung dịch điện ly Phản ứng điện cực: Dạng oxi hóa + ne = dạng khử Thế điện cực: Thế điện cực điện cực đại lượng hiệu điện so với điện cực hydro tiêu chuẩn Ký hiệu Thế điện cực chuẩn 0  Cu0 2 / Cu 0,34V  Zn0  / Zn  0,76V Thế điện cực khử lớn dạng oxi hoá cặp oxi hóa khử mạnh dạng khử yếu Dạng oxi hóa cặp điện cực lớn oxi hóa cặp dạng khử cặp có điện cực nhỏ  Cu0 2thế  , 34 V   0,76V  / Cu Zn / Zn Ví dụ: Phản ứng xảy theo chiều: Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu Quan hệ điện cực  với G phản ứng (khử) xảy điện cực là: G = -nF (G tính joule) n: số điện tử trao đổi F: số Faraday, F = 96500 C : điện điện cực (volt) điều kiện tiêu chuẩn ( 250C, 1atm nồng độ (hay hoạt độ) tất chất đơn vị): G0 = -nF 0: điện cực tiêu chuẩn cực  Phân loại điện cực: a) b) c) d) Điện Điện Điện Điện khử cực cực cực cực loại loại khí Oxh- Phân loại điện cực: Điện cực loại một: Thanh Kl hay (KKL) + dd muối Kí hiệu Đơn chất| ion đơn chất (C = …) Thí dụ Zn | ZnSO4 (C = 0,1M); Chuaån Zn | Zn2+ (C = 1ion gram/l) Cu | CuSO4 (C = 0,5M); Chuaån Cu | Cu2+ (C = 1ion gram/l) Địên cực khí I2Thanh | KI Kl trơ (Chay = 0,5M); Chuẩn I | khí I2 (C = điện 1ion gram/l) (C gr) hấp phụ | dd li chứa ion khíi1 Thí dụ (Pt) Cl2 | ClCl (C = 0,1M); Chuaån + 2e Cl2(1atm)| Cl- (C = 1ion gram/l) l 2H+ + 2e H2 (Pt) H2 | H- (C = 0,1M); Chuaån H2(1atm)| H+ (C = 1ion gram/l) 1/2O2 +H2O + 2e 2OH3.(Pt) Điện O2 |cực OH- loại (C = hai: 0,1M); Chuẩn O2(1atm)| OH- (C = loại phủ muối + dd muối anion 1ionKim gram/l) Thí dụ Ag,AgCl | Cl- (C = 0,1M); Chuaån Ag, AgCl| Cl- (C = 1ion gram/l) AgCl + e Ag0 Cl- Hg, Hg2Cl (C = 0,1M); Chuaån Hg,Hg (1atm)| Cl-(C 2| Cl 2Cl22Hg Hg Cl + 2e  2 = 1ion gr/l) + 2Cl-  Phân loại điện cực: Địên cực Oxh-Kh Thanh Kl trơ hay (C gr) + dd điện li chứa dạng ion nguyên tố Thí dụ (Pt) Sn2+ (C1=…) | Sn4+ (C2 = …); Chuaån (Pt) Sn2+ (C1=1 iongr/l) | Sn4+ (C2 = 1iongr/l); Sn4+ + 2e Sn2+ Thế điện cực phụ thuộc vào nồng độ chất theo phương trình Nernst: C dạngkhử RT    ln nF C daïngoxiho ùa Ở 2980K:  298 C dạngkhử 0.059   lg n C dạngoxiho ùa Hằng số cân K phản ứng xảy điện cực tính theo phương trình RT  ln K nF   298 Ở 2980K: 0.059  lg K n Pin laø dụng cụ biến hóa thành điện Phản ứng oxi hóa khử tiến hành hai nơi riêng biệt (hai điện cực) Nối hai điện cực dây dẫn dòng điện chạy từ cực dương sang cực âm Hệ gồm hai điện cực đặt cách màng ngăn xốp (ngăn không cho dung dịch trộn lẫn với nhau, cho ion dư qua) gọi pin Dạng oxi hóa cặp điện cực lớn oxi cặp điện hóa cặp dạng khử Ví dụ:được >   0,76V   / Cu  0,34V 2 / Zn cực cực nhỏ Cuhơn Tức cặp có 0 Znlớn dương Cu cực dương kẽm cực âm Pin kẽm đồng qui ước phản ứng xảy pin viết: (-) ZnZnSO4 (C=…)  CuSO4 (C=…) Cu (+) Cực (-) Kh(1) - ne = Oxh(1) Oxh(2) + ne = Kh(2) Cực (+) Phương trình phản ứng tổng quát: adạng oxh (2) + bDạng khử (1) = cdạng khử (2) + ddạng oxh (1) Sức điện động pin: E = (+) - (-) (volt) Lưu ý sử dụng điện cực khử, điện cực (-) sử dụng điện cực oxi hóa (-) cần điều kiện chuẩn: E0 = 0(+) - 0(-) Phương trình Nernst biểu diễn ảnh hưởng nồng độ chất pin đến sức điện động mô tảc phương trình: d RT C Kh ( ) COxh(  ) 0.059 C Kh()C Oxh(-) 0 E 298  E 298  lg E E  ln a b n C Oxh (  ) C Kh(-) nF C Oxh( ) C Kh (  ) 2980K: G = -nFE G0 = -nFE0 Mức độ diễn biến phản ứng oxi hóa khử xảy pin tính số cân 0.059 bằng0 K: RT E  nF E 298  ln K n lg K Phaân loại pin: Pin hóa học: chất hoá học hai điện cực khác điện cực xảy phản ứng oxi hoá khử (-) (Pt) H2(P=…) | H2O| O2 (P = …),- (Pt) (+) H2 - 2e-  1/2O2 +H2O + 2e  2H+ H2 + 1/2O2 2OH H2 O Pin nồng độ: chất hoá học hai điện cực giống khác nồng độ chất Thí dụ: (-) Cu|CuSO-4 (C1=…) || CuSO42+ (C =…)|Cu (+)  Cu - 2e  Cu + 2eCu 2+ Cunồng Pin độ: chất hoá học hai điện cực giống khác nồng độ chất Thí dụ: (-) Cu|CuSO4 (C1=…) || CuSO4 (C2=…)|Cu (+) Cu Cu2+ 2e-  Cu2+ + 2e-  Cu Pin khô Ac-qui axít chì Phản ứng điện hoá tổng là: PbO2(s) + Pb(s) + 2SO42- + 4H+ 2PbSO4(s) + 2H2O(l) for which Ecell = Ered(cathode) - Ered(anode) = (+1.685 V) - (-0.356 V) = +2.041 V Anode: Zn cap: Zn(s)  Zn2+ + 2eCathode: MnO2, NH4Cl and C paste: 2NH4+ + 2MnO2(s) + 2e-  Mn2O3(s) + 2NH3 + 2H2O(l) Thanh than chì làm cathode Nếu pin alkaline thay NH4Cl bẳng KOH Anode: hỗn hợp gel bột Zn : Zn(s)  Zn2+ + 2eCathode: phản ứng khử MnO2 Pin thủy ngân Dung dịch điện ly chứa KOH dạng past •Zn(Hg)+ HgO(s) ZnO(s) + Hg(l) Zn(OH) HgO Điện phân trình Oxh – Khử xảy bề mặt điện cực cho dòng điện chiều qua dung dịch chất điện ly hay qua chất điện ly nóng chảy Là trình biến điện thành hoá Thí dụ Cl- Cl2 + eNaClnc /2Cl2 Na+ + e-  Na  Na+ + Laø thay đổi điện cực so với cân dòng Phân cực anod: Phân cực > CânKhi qua Phân cực catod:Phân cực < Cânđiện Muốn xảy phản ứng Oxh – khử điện cực thì: Tại cực dương (Các anion chạy đến - Anod) Xảy phản ứng Oxh anion hay OHUnguồn  Oxh(-)/Kh(-) Thí dụ: 2Cl- - 2e = Cl2 Tại cực âm (Các cation chạy đến – Catod) Xảy phản ứng khử ion Kim loại hay H3O+ Unguồn  Oxh(-)/Kh(-)  Điện điện chiều Thí dụ: Cu2+ tối + thiểu 2e = Cudòng cần đặt vào hai điện cực để gây tượng điện phân gọi điện phân hủy Về mặt lý thuyết điện phân hủy chất sức điện động pin tương E ứng ECl0 / 2Cl   ECu 1,36V  0,34V 1,02V 2 / Cu Ví dụ điện phân hủy CuCl2 1,02 V Trong thực tế, điện phân hủy lớn sức điện động pin tạo sản phẩm thoát trình điện phân anốt catốt Hiện tượng gọi Quá hiệu số điện phân hủy sức điện động pin phân hủy - Epin pin = (+) - (-) Ephân hủy = (+)ngoài - (-)ngoài Quá phụ thuộc yếu tố sau: Bn chất trạng thái bề mặt chất làm điện cực Bản chất nồng độ ion tan dung Thế phóng điện ion: Thế điện cực bắt đầu xảy phản ứng Oxh – khử điện cực Ở catod fđ(-) = (-) - c c: Quá catod fđ(-) cao: dễ bị khử điện phaân K, Ba, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au Ở anod fđ(+) = (+) + a a: Quá anod fđ(+) thấp: dễ bị Oxy hoá điện phân Các ion không chứa oxy Điện cực trơ: OHCác ion có oxy: NO3-, SO42-,MnO4Sự điện Phân tuân theo định luật Faraday: Điện cực kim loại: Kimthoát loại bịraoxy trước Khối lượng chất (m)hoá tỷ lệ thuận với lượng điện qua chất điện li khối lượng mol nguyên tử cuả chất (A) tỷ lệ nghịch với số electron (n) mà nguyên tử cho hay nhận: A I t m : Lượng chất (gram) m  I : Cường độ dòng điện n 96500 (ampe) t : Thời gian (giây) Lượng điện Q tính theo đơn vị Farây (F), Ampe (Ah), hay Coulomb (C) : 1F = 26,8 Ah = 96500 C Cứ 1F điện lượng qua bình điện phân làm Bảo vệ ăn mòn phương pháp cathode Quá trính hình thành rỉ sắt Quá trính bảo vệ đường ống

Ngày đăng: 22/08/2021, 16:00

HÌNH ẢNH LIÊN QUAN

Hình thành lớp điện tích kép trên bề mặt phân chia pha Sự chênh lệch điện tích  - dien hoa doc-ung
Hình th ành lớp điện tích kép trên bề mặt phân chia pha Sự chênh lệch điện tích (Trang 2)
Quá trính hình thành rỉ sắt - dien hoa doc-ung
u á trính hình thành rỉ sắt (Trang 18)

TỪ KHÓA LIÊN QUAN

TÀI LIỆU CÙNG NGƯỜI DÙNG

TÀI LIỆU LIÊN QUAN

w