CHUYÊN đề điện hóa học

- Phản ứng oxi hóa khử: là phản ứng hóa học trong đó có sự thay đổi số oxy hóa của một hoặc vài nguyên tố; Hay phản ứng oxi hóa khử là phản ứng hóa học trong đó có sự chuyển electron giữ

CHUYÊN ĐỀ: ĐIỆN HÓA HỌC

Hơn nữa, trong đề thi môn hóa học 10 - Trại hè Hùng Vương luôn có một phần kiến thức kiểm tra thuộc chuyên đề này Tuy nhiên, cách sắp xếp nội dung chương trình của sgk hiện nay thì học sinh lớp 10 chưa được nghiên cứu đầy đủ toàn bộ nội dung của chuyên đề Trên thực tế, một mảng lớn kiến thức của chuyên

đề được đưa ra trong chương trình sgk hóa học 12 Dẫn đến những khó khăn không thể tránh trong quá trình tự học và nghiên cứu của học sinh

2 Mục đích của đề tài

Từ những vấn đề đó, nhằm giúp học sinh có một tài liệu cơ bản, không quá khó, giúp học sinh có thể tự học, tự nghiên cứu nội dung chuyên đề này mà tôi chọn chuyên đề: “Điện hóa học” với mong muốn hệ thống một số nội dung chính, căn bản và các dạng toán thường gặp

Xây dựng một hệ thống kiến thức hữu ích, là tài liệu tham khảo cho những học sinh yêu thích môn hóa và học sinh ôn HSG hóa

B PHẦN NỘI DUNG

Nội dung chính của chuyên đề Điện hóa học được chia làm 3 phần:

+ Phản ứng oxi hóa khử + Pin điện

+ Điện phân

1 Phản ứng oxi hóa khử

1.1 Các khái niệm:

- Phản ứng oxi hóa khử: là phản ứng hóa học trong đó có sự thay đổi số oxy hóa của một hoặc vài nguyên tố; Hay phản ứng oxi hóa khử là phản ứng hóa học trong

đó có sự chuyển electron giữa các chất phản ứng

VD: 4Na + O2→ 2Na2O

Na - 1e = Na+ sự oxi hóa O2 + 4e = 2O2- sự khử

- Chất oxi hóa: Là chất nhận electron (Là chất có số oxi hóa giảm)

- Chất khử: Là chất nhường eletron (Là chất có số oxi hóa tăng)

- Quá trình oxi hóa (Sự oxi hóa) Là quá trình chất khử cho e

- Quá trình khử (Sự khử) Là quá trình nhận e của chất oxi hóa

1.2 Phân loại phản ứng oxi hóa - khử

Có thể chia các phản ứng oxi hóa khử thành ba loại:

• Phản ứng giữa các phân tử: Trong các phản ứng loại này sự chuyển electron xảy

ra giữa các phân tử Đây là loại phản ứng oxi hóa khử phổ biến nhất

Ví dụ: 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O

• Phản ứng tự oxi hóa khử (phản ứng dị li): Trong các phản ứng loại này một chất phân li thành hai chất khác trong đó một chất ở mức oxi hóa cao hơn và một chất ở mức oxi hóa thấp hơn

Ví dụ: Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O

3HNO2 → HNO3 + 2NO↑ + H2O

• Phản ứng nội phân tử: Trong các phản ứng loại này sự chuyển electron xảy ra giữa các nguyên tử của các nguyên tố cùng nằm trong một phân tử

Ví dụ: NH4NO3 ⎯ ⎯→ t 0 N2O + 2H2O

2KClO3 ⎯ ⎯0, MnO ⎯ 2 → 2KCl + 3O2

1.3 Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử

Phản ứng oxi hóa khử có thể có một số phương pháp cân bằng khác nhau, tuy nhiên nguyên tắc chung của các phương pháp đó vẫn là: Tổng số electron của chất khử cho bằng tổng số electron chất oxi hóa nhận Sau đây, chúng ta cùng nghiên cứu hai phương pháp thường được sử dụng trong việc cân bằng phản ứng oxi hóa - khử

1.3.1 Phương pháp cân bằng electron

a Các bước tiến hành:

Bước 1:Viết sơ đồ phản ứng

Xác định chất khử chất oxi hóa (dựa vào sự thay đổi số oxi hóa)

Bước 2: Viết quá trình khử, quá trình oxi hóa

Tìm hệ số cân bằng sao cho tổng số electron cho bằng tổng số electron nhận Bước 3: Đặt hệ số cân bằng vào sơ đồ phản ứng Hoàn thành phương trình hóa học (Kiểm soát phương trình cân bằng đúng hay sai bằng việc kiểm tra cân bằng hai vế của nguyên tố oxi)

3Zn + HNO3 → 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + H2O

Lưu ý: với hệ số cân bằng của axit, chúng ta cùng để ý rằng NO3- trong HNO3 ngoài vai trò là chất oxi hóa tạo NO, còn vai trò là môi trường tạo muối Do đó trong quá trình cân bằng hệ số vào axit này, chúng ta cần cộng tổng số nguyên tố N ở vế phải

để cân bằng vào HNO3

Hệ số cuối cùng:

3Zn + 8HNO3 = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

c Ví dụ 2:

Na2SO3 + KMnO4 + H2O → Na2SO4 + MnO2 + KOH

Bước 1: Na2S+4O3 + KMn+7 O4 + H2O → Na2S+6O4 + Mn+4 O2 + KOH

Bước 2: 3 x S+4 → S+6 + 2e (quá trình oxi hóa)

- Nếu có nhiếu nguyên tố thay đổi số oxi hóa (cùng tăng hoặc cùng giảm) thì phải viết quá trình oxi hóa hoặc khử của tất cả các nguyên tố và giữ đúng tỉ lệ giữa các nguyên tử hoặc viết ứng với cả nhóm nguyên tử

- Nếu từ 1 chất oxi hóa sinh ra nhiều sản phẩm khử thì ta tách thành nhiều phản ứng (mỗi phản ứng tạo ra một sản phẩm chất khử) rồi cân bằng các phản ứng đó, sau

đó nhân hệ số thích hợp vào các phương trình thu được và cộng lại

- Đối với các phản ứng có sự tham gia của các chất hữu cơ: Nếu hợp chất hữu cơ trước và sau phản ứng có một số nhóm nguyên tử thay đổi và một số nhóm không đổi thì

ta xác định số oxi hóa của C trong từng nhóm rồi cân bằng Nếu hợp chất hữu cơ thay đổi toàn phân tử, ta cân bằng theo số oxi hóa trung bình của cacbon

1.3.2 Phương pháp cân bằng ion electron

Ưu điểm: Phương pháp này không đòi hỏi phải biết chính xác số oxi hóa của nguyên tố

Nhược điểm: Chỉ áp dụng được cho trường hợp các phản ứng oxi hóa- khử xảy ra trong dung dịch, ở đó phần lớn các chất oxi hóa và chất khử tồn tại ở dạng ion

a Các bước cân bằng:

- Bước 1: Tách ion, xác định các nguyên tố có số oxi hóa thay đổi và viết các nửa phản ứng oxi hóa và khử

- Bước 2: Cân bằng phương trình các nửa phản ứng:

+ Cân bằng số nguyên tử của mỗi nguyên tố ở hai vế nửa phản ứng:

Thêm H+ hay OHThêm H2O để cân bằng số nguyên tử hiđro Kiểm soát số nguyên tử oxi ở hai vế (phải bằng nhau) + Cân bằng điện tích: thêm electron vào mỗi nửa phản ứng để cân bằng điện tích

Bước 3: Cân bằng electron: Nhân hệ số để:

∑electron cho = ∑electron nhận

- Bước 4: Cộng các nửa phản ứng, ta có phương trình ion thu gọn

- Bước 5: Để chuyển phương trình dạng ion thu gọn thành phương trình ion đầy đủ

và phương trình phân tử cần cộng vào hai vế những lượng như nhau các cation hoặc anion để bù trừ điện tích

− 3

NO + 4H+ → NO + 2H2O

- Cân bằng điện tích

Al = Al3+ + 3e

− 3

Bước 4 :

Cộng các nửa phản ứng, ta có phương trình ion thu gọn :

1Al + 1NO3− + 4H+ = 1Al3+ + 1NO + 2H2O

1Al + 1NO3− + 4H+ + 4NO3− = 1Al3+ + 1NO + 2H2O + 4NO3−

1 Al + 4HNO3 = 1Al(NO3)3 + 1NO + 2H2O

Lưu ý: Trong các phản ứng oxi hóa – khử, thường có sự tham gia của môi trường, tùy

thuộc vào môi trường, khả năng phản ứng của một chất có thể thay đổi

*) Phản ứng có axit tham gia

Vế nào thừa oxi thì thêm H+ tạo ra H2O hay vế nào thiếu oxi thì thêm H2O tạo ra H+VD: KMnO4 + KNO2 + H2SO4 → MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O

Phản ứng oxi hóa: NO−2 → −

3

NO

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O

*) Phản ứng có kiềm tham gia

Vế nào thừa oxi thì thêm H2O tạo ra OH- hay về nào thiếu oxi thì thêm OH- tạo ra H2O

2CrO−2 + 8OH- + 3Br2 = 2CrO24− + 6Br- + 4H2O

2NaCrO2 + 8NaOH + 3Br2 = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O

*) Phản ứng có nước tham gia

Nếu sản phẩm sau phản ứng có axit tạo thành, ta cân bằng theo phản ứng có axit tham gia, nếu sản phẩm sau phản ứng có kiềm tạo thành ta cân bằng theo phản ứng có kiềm tham gia

VD: KMnO4 + K2SO3 + H2O → MnO2 + K2SO4 + KOH

Phản ứng khử: MnO−4 + 3e → MnO2

2MnO−4 + 4H2O + 3SO23− + 6OH- = 2MnO2 + 8OH- + 3SO24− + 3H2O

Giản ước: H2O và OH- ta có:

2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

1.4 Bài tập vận dụng

1.4.1 Bài tập trắc nghiệm

1 Đối với phản ứng: CrCl3 + NaOCl + NaOH→ Na2CrO4 + NaCl + H2O + Cl2, hệ số cân bằng (là các số nguyên tố tối giản) của chất oxi hóa, chất khử và chất đóng vai trò môi trường lần lượt là:

A 2, 3 và 10 B 3, 2 và 10 C 2, 3 và 5 D 4, 6 và 5

2 Cho phản ứng: Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NO + NO2 + H2O Nếu tỉ lệ số mol giữa NO và NO2 là 2 : 1, thì tổng hệ số cân bằng của HNO3 trong phương trình hoá học là:

3 Cho phản ứng sau: As2S3 + HNO3 đ ⎯ ⎯→ t 0 H3AsO4 + H2SO4 + NO2 + H2O với hệ số các chất trong phương trình là các số nguyên đơn giản và không thể giản ước Tổng đại số các hệ số của chúng là:

4 Cho phản ứng sau: FexOy + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + H2O Hãy cho biết

tổng đại số các hệ số chất trong phương trình phản ứng (các hệ số chất đều là các số nguyên tối giản)

A 13x - 5y + 1 B 12x - 4y + 1 C 14x - 5y + 2 D 13x - 4y + 3

5 Tổng hệ số cân bằng (là các số nguyên tối giản) của các chất trong phản ứng:

K2Cr2O7 + C6H12O6 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 +CO2 +K2SO4 +H2O là:

6 Hãy cho biết chất (hoặc ion) còn thiếu trong phản ứng:

SO32- + … + … → SO42- + MnO2↓ + OH-

A KMnO4, H2SO4 B MnO 4 - , H 2 O C MnO4-, H+ D KMnO4, H2O

7 Trong phản ứng: 3FeS2 + 18HNO3 → Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + 3H2SO4 + 15NO + 6H2O

số mol electron mà FeS2 đã nhường khi có 33,6 lít khí NO thoát ra ở đktc là:

A 1,5 mol B 0,15 mol C 0,45 mol D 4,5 mol

8 Cho Al vào dung dịch HNO3 loãng, dư thu được dung dịch chứa một muối và hỗn

hợp hai khí NO và N2O có tỉ lệ số mol tương ứng là 1 : 1 Nếu có 1 mol hỗn hợp 2 khí trên thoát ra thì số mol electron mà Al đã nhường là:

A 3,5 mol B 0,35 mol C 5,5 mol D 2 mol

9 Cho khí CO qua ống sứ chứa m gam Fe2O3 nung nóng, sau một thời gian thu được

13,92gam hỗn hợp X gồm Fe, FeO, Fe3O4, Fe2O3 Hoà tan hết X bằng dung dịch HNO3đặc nóng dư thu được 5,824 lít NO2 duy nhất (đktc) Tính m?

A.18,08 g B 9,76 g C.11,86 g D.16,0 g

10 Hoà tan hoàn toàn 12 gam hỗn hợp Fe, Cu (tỉ lệ mol 1:1) bằng axit HNO3, thu được

V lít (ở đktc) hỗn hợp khí X (gồm NO và NO2) và dung dịch Y (chỉ chứa 2 muối và axit dư) Tỉ khối của X đối với H2 bằng 19 Giá trị của V là:

11 Cho 16,2 gam kim loại M (hoá trị không đổi) tác dụng với 0,15 mol oxi Chất rắn thu

được sau phản ứng cho hoà tan hoàn toàn vào dung dịch HCl dư (các phản ứng xảy ra hoàn toàn), thu được 13,44 lít H2 (đktc) Kim loại M là:

12 Cho 3,024 gam một kim loại M tan hết trong dung dịch HNO3 loãng, thu được

940,8 ml khí NxOy (sản phẩm khử duy nhất, ở đktc) có tỉ khối đối với H2 bằng 22 Khí NxOy và kim loại M là:

4 FeSO4 + H2SO4 + HNO2

Hãy viết các phương trình phản ứng đã xảy ra trong thí nghiệm trên và cho biết có những chất gì trong sản phẩm đã ngưng tụ được

Câu 3 Viết phương trình hoá học cho mỗi trường hợp sau:

a) Cho khí amoniac (dư) tác dụng với CuSO4.5H2O

b) Trong môi trường bazơ, H2O2 oxi hoá Mn2+ thành MnO2

c) Trong môi trường axit, H2O2 khử MnO4- thành Mn2+

Câu 4

Trong phòng thí nghiệm có các dung dịch bị mất nhãn: AlCl3, NaCl, KOH, Mg(NO3)2, Pb(NO3)2, Zn(NO3)2, AgNO3 Dùng thêm một thuốc thử, hãy nhận biết mỗi dung dịch Viết các phương trình phản ứng (nếu có)

Câu 5

Kim loại A phản ứng với phi kim B tạo hợp chất C màu vàng cam Cho 0,1 mol hợp chất C phản ứng với CO2 (dư) tạo thành hợp chất D và 2,4 gam B Hòa tan hoàn toàn D vào nước, dung dịch D phản ứng hết 100 mL dung dịch HCl 1 M giải phóng 1,12

L khí CO2 (đktc) Hãy xác định A, B, C, D và viết các phương trình phản ứng xảy ra Biết hợp chất C chứa 45,07 % B theo khối lượng; hợp chất D không bị phân tích khi

nóng chảy

Câu 6

Hoàn thành phương trình phản ứng a) , b) sau đây

a) Zn[Hg(SCN)4] + IO3- + Cl- ICl + SO42- + HCN + Zn2+ + Hg2+

b) Cu(NH3)m2+ + CN- + OH- Cu(CN)2- + CNO- + H2O

hoặc 2 NaCl + H2SO4 (đặc, nóng) 2 HCl + Na2SO4

2 2 NaBr + 2 H2SO4 (đặc, nóng) 2 NaHSO4 + 2 HBr

2 HBr + H2SO4 (đặc, nóng) SO2 + 2 H2O + Br2

2 NaBr + 3 H2SO4 (đặc, nóng) 2 NaHSO4 + SO2 + 2 H2O + Br2

3 4 NaClO + PbS 4 NaCl + PbSO4

4 2 FeSO4 + H2SO4 + 2 HNO2 Fe2(SO4)3 + 2 NO + 2 H2O

5 2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 HNO2 K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 HNO3 + 3

a) Có thể viết CuSO4.5H2O ở dạng [Cu(H2O)4] SO4.H2O Do đó khi phản ứng xảy ra,

NH 3 sẽ thế các phân tử H2O ở cầu nội:

c) Cũng xét chi tiết tương tự như trên :

2 MnO4- + 8 H3O+ + 5 e Mn2+ + 12 H2O Sự khử

5 H2O2 + 2 H2O - 2 e O2 + 2 H3O+ Sự oxi hoá

2 MnO4- + 5 H2O2 + 6 H3O+ 2 Mn2+ + 5 O2 + 14 H2O

Câu 4

Có thể dùng thêm phenolphtalein nhận biết các dung dịch AlCl3, NaCl, KOH,

Mg(NO3)2, Pb(NO3)2, Zn(NO3)2, AgNO3

∗ Lần lượt nhỏ vài giọt phenolphtalein vào từng dung dịch

- Nhận ra dung dịch KOH do xuất hiện màu đỏ tía

∗ Lần lượt cho dung dịch KOH vào mỗi dung dịch còn lại:

- Dung dịch AgNO3 có kết tủa màu nâu

Ag+ + OH− AgOH ↓ ; (hoặc 2 Ag+ + 2 OH− Ag2O + H2O)

- Dung dịch Mg(NO3)2 có kết tủa trắng, keo

Mg2+ + 2 OH− Mg(OH)2 ↓

- Các dung dịch AlCl3, Pb(NO3)2, Zn(NO3)2 đều có chung hiện tượng tạo ra kết tủa

trắng, tan trong dung dịch KOH (dư)

Al3+ + 3 OH− Al(OH)3 ↓ ; Al(OH)3 ↓ + OH − AlO2− + 2 H2O

Pb2+ + 2 OH− Pb(OH)2 ↓ ; Pb(OH)2 ↓ + OH − PbO22− + H2O

Zn2+ + 2 OH− Zn(OH)2 ↓ ; Zn(OH)2 ↓ + OH− ZnO22− + H2O

- Dung dịch NaCl không có hiện tượng gì

- Dùng dung dịch AgNO3 nhận ra dung dịch AlCl3 do tạo ra kết tủa trắng

Suy ra hợp chất D là muối cacbonat kim loại hợp chất D không bị phân tích khi nóng

chảy, vậy D là cacbonat kim loại kiềm 2 H+ + CO32− = H2O + CO2

C + CO2 = D + B → C là peroxit hay superoxit, B là oxi

Đặt công thức hoá học của C là AxOy

Lượng oxi trong 0,1 mol C (AxOy) là 16 × 0,05 + 2.4 = 3,2 (g) mC = = 7,1

3,2 ×

100 45,07 3,9

3,2

MA

16

Zn[Hg(SCN)4] + 6 IO3- + 6 Cl- + 8 H+ Zn2+ + Hg2+ + 4 HCN + 4 SO42- + + 6 ICl + 2 H2O

b) 2 Cu(NH3)m2+ + 2 CN - + e Cu(CN)2- + m NH3

CN - + 2 OH- CNO- + H2O + 2 e

2 Cu(NH3)m2+ + 5 CN- + 2 OH- 2 Cu(CN)2- + 2m NH3 + CNO- + H2O

3 Cl2 + 6 NaOH = 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O

3 I2 + 6 NaOH = 5 NaI + NaIO3 + 3 H2O

b.Các phương trình phản ứng của khí clo , tinh thể iot với dung dịch NH3 :

3 Cl2 + 8 NH3 = N2 + 6 NH4Cl

3 I2 + 5 NH3 = NI3.NH3 + 3 NH4I

1.4.3 Bài tập không có hướng dẫn giải:

Hoàn thành và cân bằng các phương trình phản ứng oxi hóa - khử sau:

2.1 Một số khái niệm cơ bản:

2.1.2 Điện cực-pin điện hóa

- Một hệ gồm vật dẫn electron (kim loại, chất bán dẫn, …) tiếp xúc với vật dẫn ion (dung dịch chất điện li) được gọi là điện cực

Trên bề mặt của các điện cực xảy ra quá trình oxi hóa hoặc quá trình khử và vật liệu dùng làm điện cực (vật liệu dẫn electron) có thể tham gia hoặc không tham gia vào phản ứng điện cực

- Điện cực mà vật liệu điện cực không tham gia vào phản ứng xảy ra trên điện cực (chỉ đóng vai trò là chất dẫn điện) được gọi là điện cực trơ Ví dụ điện cực làm bằng graphit, kim loại quý Điện cực mà vât liệu điện cực bị oxi hóa trong quá trình xảy ra phản ứng trên điện cực được gọi là điện cực tan

- Điện cực mà ở đó xảy ra sự oxi hóa, tức là xảy ra quá trình nhường electron được gọi là anot Điện cực mà ở đó xảy ra sự khử, tức là xảy ra quá trình nhận electron được gọi là catot

- Hiệu thế cân bằng sinh ra giữa mặt kim loại và lớp dung dịch bao quanh kim loại

được gọi là thế điện cực

Ví dụ: pin điện hóa Zn-Cu gồm điện cực Zn nhúng trong cốc đựng dung dịch ZnSO4 và điện cực Cu nhúng trong cốc đựng dung dịch CuSO4 Các cốc dung dịch ZnSO4 và CuSO4 được nối với nhau bằng cầu muối KCl

- Phản ứng điện hóa trong pin điện là phản ứng oxi hóa khử, nó là kết quả tổng hợp của các phản ứng tại các điện cực

Ví dụ trong pin Zn-Cu, phản ứng tổng quát được viết như sau:

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

2.1.2 Thế điện cực-sức điện động

Mỗi điện cực có một thế điện cực Thế tuyệt đối của điện cực là đại lượng không

đo được nhưng có thể đo được độ chênh lêch thế (hiệu điện thế ) giữa hai điện cực của một pin điện hóa

• Hiệu điện thế lớn nhất giữa hai điện cực (E), tức là hiệu của thế điện cực dương (E(+)) với thế điện cực âm (E(-)) được gọi là sức điện động (đôi khi còn gọi là suất điện động) của pin điện hóa: E = E(+) – E-(-)

Từ quy ước về viết sơ đồ pin điện hóa ⇒ E = Ephải - Etrái

Sức điện động của pin điện hóa luôn là số dương và phụ thuộc vào bản chất của điện cực, nồng độ dung dịch và nhiệt độ theo phương trình Nernst:

Nếu phản ứng tổng quát trong pin điện được viết dưới dạng:

Ox2 + Kh1 → Ox1 + Kh2 thì ta có: E = E0 -

] Kh ][

Ox [

] Kh ][

Ox [ ln nF

RT

1 2

2 1

Với [Ox1], [Ox2], [Kh1], [Kh2] là nồng độ (mol/L, nếu là ion) hoặc áp suất riêng phần (nếu là chất khí) của Ox1, Ox2, Kh1, Kh2

E0: là sức điện động chuẩn, là sức điện động khi [Ox1] = [Ox2]= [Kh1]= [Kh2] = 1 (M hoặc atm)

R = 8,314 J/mol.K; T (K) = t0(C) + 273; F = 96500 C/mol

n là số electron trao đổi trong phản ứng

Ở 250C ta có: E = E0 -

] Kh ][

Ox [

] Kh ][

Ox [ lg n

059 , 0

1 2

2 1

Lưu ý: Nếu Kh 1 , Kh 2 là chất rắn (kim loại) thì nồng độ của chúng được tính bằng 1M

Ví dụ đối với pin Zn-Cu ở trên, ở 250C: E = E0 -

] Cu [

] Zn [ lg 2

059 , 0

2

2 + +

• Để xác định thế điện cực của một điện cực người ta quy ước chọn điện cực chuẩn hiđro, là điện cực gồm một tấm Pt được phủ muội Pt và hấp phụ khí H2 tại áp suất H2bằng 1atm, nhúng trong dung dịch axit có nồng độ H+ bằng 1M, làm gốc

Trên bề mặt điện cực chuẩn hiđro xảy ra cân bằng oxi hóa-khử: 2H+ + 2e ⇔ H2 Điện cực hiđro chuẩn được viết dưới dạng sơ đồ như sau: H+ (1M)⎢H2 (1atm), Pt

Người ta quy ước thế của điện cực chuẩn hiđro bằng 0 V ở mọi nhiệt độ:

Trong pin điện hóa nói trên, nếu điện cực cần đo đóng vai trò là điện cực dương thì thế của nó có giá trị dương, nếu đóng vai trò là điện cực âm thì thế của nó có giá trị âm Phản ứng xảy ra trên điện cực được quy ước viết dưới dạng: Ox + ne → Kh nên thế của nó được kí hiệu là EOx/Kh (và được gọi là thế khử vì tương ứng với quá trình khử) Thế oxi hóa sẽ tương ứng với quá trình ngược lại nên có cùng giá trị nhưng ngược dấu với thế khử

Thế của điện cực cũng phụ thuộc vào bản chất của điện cực, nồng độ dung dịch và nhiệt độ theo phương trình Nernst

EOx/Kh = 0

Kh / Ox

E +

] Kh [

] Ox [ ln nF RT

Với [Ox], [Kh] là nồng độ (mol/L, nếu là ion) hoặc áp suất riêng phần (nếu là chất khí) của Ox, Kh

] Kh [

] Ox [ ln n

059 , 0

Lưu ý: - Nếu Kh là chất rắn (kim loại) thì nồng độ của chúng được tính bằng 1M

Ví dụ với điện cực Zn, ở 25 0 C: lg[ Zn ]

2

059 , 0 E

Zn / Zn Zn /

+ +

Cu / Cu Cu /

- Đối với điện cực hiđro ở 25 0 C:

2 2

2

H

2 0

H / H 2 H

059 , 0 P

] H [ lg 2

059 , 0 E

+ +

Nếu P 1 atm

2

H = thì E 0 , 059 lg[ H ] 0 , 059 pH

2 H / H

+

2.1.3 Sự phụ thuộc của thế điện cực vào pH của dung dịch

- Nếu phản ứng điện cực có sự tham gia của H+ thì thế của điện cực sẽ phụ thuộc trực tiếp vào nồng độ H+ (theo phương trình Nernst) tức là phụ thuộc vào pH

- Đối với các phản ứng điện cực không có sự tham gia của H+, thế của điện cực cũng có thể phụ thuộc vào pH do pH có ảnh hưởng đến nồng độ của ion tham gia phản ứng điện cực (thông qua việc tạo kết tủa với các ion này)

2.1.4 Mối liên hệ giữa E, ΔG và K

- Biến thiên năng lượng Gibbs, ΔG, của phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong pin có liên hệ với sức điện động, E, của pin điện hóa theo biểu thức: ΔG = - nFE

và ở điều kiện chuẩn: ΔG0 = - nFE0

Trong điều kiện đẳng nhiệt đẳng áp (T,P = const), phản ứng chỉ có thể tự xảy ra khi

ΔG < 0 ⇒ phản ứng oxi hóa khử trong pin điện hóa chỉ có thể tự diễn ra nếu E = E(+) –

E

2.1.5 Dãy thế điện cực (thế khử) chuẩn của các cặp oxi hóa-khử Điều kiện xảy ra phản ứng oxi hóa khử

• Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại

Điện cực chuẩn kim loại là điện cực gồm kim loại M nhúng trong dung dịch chứa ion của nó, Mn+, với [Mn+] = 1M

- Dãy sắp xếp các kim loại theo thứ tự tăng dần thế điện cực chuẩn được gọi là dãy thế điện cực chuẩn của kim loại, còn gọi là dãy thế điện hóa Dãy thế điện cực chuẩn của một số cặp oxi hóa – khử của một số kim loại thông dụng ở 250C được tóm tắt trong dưới đây:

Cặp oxi hóa– Nửa phản ứng E 0 (V)

• Dãy thế điện cực chuẩn (thế khử chuẩn) của cặp oxi hóa-khử

Phản ứng điện cực được quy ước là phản ứng khử nên cũng tương tự như điện cực kim loại (với cặp oxi hóa khử Mn+/M, và phản ứng khử là Mn+ + ne → M), người ta cũng xác định được thế khử chuẩn của các cặp oxi hóa-khử bất kì Dưới đây là thế khử chuẩn của một số cặp oxi hóa – khử thường gặp

H2O/H2 H2O + 2e H2 + 2OH-

-0,828

− 4

4 MnO + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O 1,51

− 4

4 MnO + 4H+ + 3e MnO2 + 2H2O 1,70

− 4

4 MnO + 2H2O + 3e MnO2 + 4OH-

0,60

− 4 MnO / 2 −

4 MnO MnO−4+ e 2 −

4 ) OH (

Cr + 4OH-

-0,13

NO /

−

6 2

2

4 / S O SO

4 SO

• Từ dãy thế điện cực (thế khử) chuẩn người ta có thể:

- Xác định sức điện động chuẩn của pin điện hóa và thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa khử: E0(của pin) = 0

) (

E + - 0

) (

Như vậy: Phản ứng oxi hóa khử chỉ có thể tự xảy ra theo chiều:

Oxi hóa mạnh + Khử mạnh → Khử yếu hơn + Oxi hóa yếu hơn

Nếu có hai cặp oxi hóa khử liên hợp có thứ tự trong dãy thê điện hóa là

Ox thì phản ứng oxi hóa khử chỉ có thể xảy ra theo chiều: Ox2 + Kh1 → Ox1 +

Kh2 Quy tắc này còn được gọi là quy tắc α

Lưu ý: - Người ta cũng đặt E 0 = 0

Kh / Ox

0 Kh /

Ox2 2 E 1 1

E − , khi đó E 0 được gọi là thế chuẩn của phản ứng oxi hóa – khử Như vậy, ở điều kiện chuẩn phản ứng oxi hóa – khử chỉ có thể

tự xảy ra theo chiều E 0 > 0

- Thứ tự trong dãy thế điện hóa chỉ đúng trong dung dịch nước (dung môi là nước) và ở điều kiện chuẩn (nồng độ của ion bằng 1M, áp suất riêng phần của chất khí bằng 1atm)

và ở 25 0 C

- Không áp dụng được quy tắc α nếu kim loại phản ứng được với H 2 O ở điều kiện thường Trong trường hợp này, kim loại sẽ phản ứng với nước để tạo thành dung dịch kiềm sau đó kiềm sẽ tác dụng với ion kim loại trong muối

- Khi cho hỗn hợp hai kim loại vào dung dịch một muối hoặc hỗn hợp hai muối thì thứ

2) Sử dụng tính toán để xác định xem Cu có tác dụng được với HI để giải phóng khí H2 hay không?

3) Muối Cu2SO4 có bền trong nước hay không? Giải thích

=

Cu

I Cu E

Vậy có phản ứng: Cu2+ + 3I- → CuI + I2

Định lượng I2 theo phản ứng: I2 + Na2S2O3 → Na2S4O6 + 2NaI