Bài giảng Hóa đại cương: Điện hóa học - ThS. Nguyễn Minh Kha

Những nội dung chính được trình bày trong chương này gồm có: Phản ứng oxy hóa – khử và dòng điện, cách tiến hành phản ứng oxy hoá khử, nguyên tố Galvanic và điện cực, cấu tạo và hoạt động nguyên tố Ganvanic, các loại điện cực, thế điện cực,… Mời các bạn cùng tham khảo để biết thêm nội dung chi tiết.

Trang 1

Chương XIII

ĐIỆN HÓA HỌC

Giảng viên: ThS Nguyễn Minh Kha

Trang 2

PHẢN ỨNG OXY HÓA – KHỬ VÀ DÒNG ĐIỆN

Phản ứng oxy hóa – khử (O – K)

Phản ứng trong đó có sự trao đổi electron

giữa các nguyên tử của những nguyên tố tham gia phản ứng làm thay đổi số oxy hóa các nguyên tố.

2

CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt

Trang 4

 Quá trình cho electron gọi là quá trình oxy hóa ,

 Ví dụ:

Zn – 2e  Zn +2

 Quá trình nhận electron gọi là quá trình khử , chất

nhận electron gọi là chất oxy hóa

 Ví dụ:

Cu +2 + 2e  Cu

4

Trang 5

Pt phân tử: Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu

Cặp oxy hoá khử: Zn 2+ /Zn; Cu 2+ /Cu

Trang 6

Cân bằng phản ứng O – K

 Nguyên tắc 1:

tổng số electron chất oxy hóa nhận vào.

 Các bước tiến hành cân bằng.

chất.

số sao cho đúng qui tắc trên.

6

Trang 7

 Ví duï:

Al + CuSO 4  Al 2 (SO 4 ) 3 + Cu

Al - 3e  Al +3

Cu +2 + 2e  Cu 2Al + 3Cu +2 = 2Al +3 + 3Cu 2Al + 3CuSO 4  2Al 2 (SO 4 ) 3 + 3Cu

X 2

X 3

Trang 8

 Nguyên tắc 2 (môi trường acid)

 Đối với phản ứng O – K xảy ra trong môi trường acid nếu dạng Ox của chất Ox có chứa nhiều nguyên tử Oxy hơn dạng khử của nó thì phải thêm

H + vào vế trái (dạng Ox) và thêm nước vào vế phải (dạng khử).

 Nếu dạng khử của chất Kh chứa ít nguyên tử Oxy hơn dạng Ox của nó thì thêm nước vào vế trái (dạng Kh) và H + vào vế phải (dạng Ox).

Thiếu O bên nào, thêm H 2 O bên đó, bên kia thêm H +

8

Trang 9

 Ví duï:

O H SO

K KNO

MnSO SO

H KNO

Trang 10

 Nguyên tắc 3: ( môi trường base)

 Phản ứng O – K xảy ra trong môi trường base, nếu dạng Ox của chất Ox chứa nhiều Oxy hơn dạng khử thì phải thêm nước vào vế trái, OH - vào vế phải.

 Nếu dạng Kh của chất Kh chứa ít Oxy hơn dạng Ox của nó thì phải thêm OH - vào vế trái, nước vào vế phải.

Thiếu O bên nào thêm OH - bên đó, bên kia là H 2 O.

10

Trang 11

 Ví duï:

O H

KCl CrO

K KOH

CrCl

Trang 12

 Nguyên tắc 4: ( môi trường trung tính )

 Phản ứng O-K trong môi trường trung tính Nếu dạng Ox của chất Ox chứa nhiều nguyên tử Oxy hơn dạng Kh của nó thì phải thêm nước vào vế trái, OH -

vào vế phải.

 Nếu dạng Kh của chất Kh chứa ít nguyên tử Oxy hơn dạng Ox của nó thì phải thêm nươc vào vế trái,

H + vào vế phải.

Thêm nước vế trái, vế phải thêm: OH - nếu qt nhận electron, H + nếu qt cho electron.

12

Trang 13

 Ví duï:

KOH KNO

MnO O

H KNO

Trang 14

Cách tiến hành phản ứng oxyhố khử

Trực tiếp - chất OXH tiếp xúc KH

Hố năng pư  nhiệt năng

tiếp xúc trực tiếp với chất

KH

Cu(s) + 2 Ag+(aq) -> Cu 2+( aq) + 2Ag(s)

Màng ngăn

Trang 15

NGUYÊN TỐ GALVANIC VÀ ĐIỆN CỰC

 Nguyên tố galvanic (1780):

 Là thiết bị chuyển hóa năng

sang điện năng Cấu tạo gồm hai

thanh kim loại, nhúng trong

dung dịch muối của nó, nối với

nhau qua sợi dây dẫn kim loại.

 Hai thanh kim loại này một

thanh có tính khử mạnh hơn (để

cho e) một thanh có tính khử

yếu hơn (để ion của nó nhận e).

Luigi Galvani (Italia)

Trang 16

CẤU TẠO VÀ HOẠT ĐỘNG NGUYÊN TỐ GANVANIC

SO 4 2 -

Zn 2+

Mật độ e trên thanh

Zn nhiều hơn thanh đồng

Trang 17

KÝ HIỆU NGUYÊN TỐ GANVANIC

Trang 18

a Điện cực kim loại.

d Điện cực oxy hóa - khử.

b Điện cực kim loại phủ muối

Trang 19

ỨNG DỤNG: Lập pin trong đó xảy ra các phản ứng sau

Cd (r) + Cu 2+ (dd) = Cd 2+ (dd) + Cu (r)

H 2 (k) + Cl 2 (k) = 2HCl (dd)

Zn (r ) + 2Fe 3+ (dd) = Zn 2+ (dd) + 2Fe 2+ (dd)

2H + (dd) + 2Hg(l) +2Cl - (dd) = H 2 (k) + Hg 2 Cl 2 (r)

Trang 20

THẾ ĐIỆN CỰC

không thể đo trực tiếp , mà phải so sánh với một điện cực chuẩn.

Quy ước:  0

H2 = 0 (V) (Thế điện cực tuyệt đối của nó ước chừng 4.4 – 4.6 V)

của nó so với điện cực hydro tiêu chuẩn.

20

Trang 21

Điện cực Hydro tiêu chuẩn

Pt | H 2 | H + (dd)

 0

Trang 22

Cách xác định thế điện cực

Thế điện cực của một điện cực bất kỳ bằng thế hiệu của

nó so với điện cực Hydro tiêu chuẩn.

Trang 23

 0 ( Cu 2+ /Cu) = 0,34V

Trang 24

 0 ( Zn 2+ /Zn) = - 0,76V

24

Trang 25

Phương trình Nernst:

Với a là hoạt độ Hoạt độ của các kim loại tinh

khiết (và cả lỏng tinh khiết) coi như bằng 1.

Với dung dịch thật (sử dụng C) ở nhiệt độ 298K, ta có (R=8.314, T=298, F=96500):

Kh

Ox

a

a nF

]

[ lg

059

0

0 0

Kh

Ox n





  

Trang 26

  phụ thuộc vào bản chất chất tham gia quá trình

gia quá trình điện cực C.

số bán phản ứng (Thế Ox-Kh).

26

Trang 27

Sn 4+ (aq) + 2e − → Sn 2+ (aq) +0.15

Cu 2+ (aq) + e − → Cu + (aq) +0.16

SO 4 2− (aq) + 4H + + 2e − → 2H 2 O(l) + SO 2 (aq) +0.17

Trang 28

MnO 4 – (aq) + 2H 2 O(l) + 3e – →

ClO 3 − (aq) + H 2 O +1.20

O 2 (g) + 4H + + 4e − → 2H 2 O +1.23 MnO 2 (s) + 4H + + 2e − →

Mn 2+ (aq) + 2H 2 O +1.23

Cl 2 (g) + 2e − → 2Cl − (aq) +1.36

Cr 2 O 7 2− (aq) + 14H + + 6e − → 2Cr 3+ (aq) + 7H 2 O +1.36 MnO 4 − (aq) + 8H + + 5e − →

Mn 2+ (aq) + 4H 2 O +1.51 2HClO(aq) + 2H + + 2e − → Cl 2 (g)

+ 2H 2 O +1.63 MnO 4 − (aq) + 4H + + 3e − →

MnO 2 (s) + 2H 2 O +1.70

H 2 O 2 (aq) + 2H + + 2e − → 2H 2 O +1.76

28

Trang 29

SỨC ĐIỆN ĐỘNG CỦA NGUYÊN TỐ GALVANIC

 Thế hiệu cực đại xuất hiện giữa hai cực của nguyên tố ganvanic gọi là sức điện động của nguyên tố ganvanic, khi mà nguyên tố galvanic hoạt động T – N.

 Kí hiệu:

 Sức điện động tiêu chuẩn của nguyên tố galvanic.

E 0 đo ở p = 1 atm, C M (hay a) = 1; T = 298K.

0

Trang 30

aKh 1 + bOXH 2  cOXH 1 + dKh 2

-G = A’ = nFE

b 2

a 1

d 2

c 1 0

OXH Kh

Kh

OXH ln

RT G



b 2

a 1

d 2

c 1

OXH Kh

Kh

OXH ln

RT K

ln RT



b 2

a 1

d 2

c 1

OXH Kh

Kh

OXH ln

nF

RT K

ln nF

RT

K nF

RT

E 0  ln

b a

d c

OXH Kh

Kh OXH

nF

RT E

E

2 1

RT E

30

Trang 31

Ví dụ tính hằng số cân bằng

Fe Ce

Tính hằng số cân bằng của phản ứng:

Trang 32

CHIỀU CỦA QUÁ TRÌNH O – K

Kh 1  Ox 1 + ne ,  1

Kh 2  Ox 2 + ne ,  2 Khi trộn các cặp này, sẽ có phản ứng:

Trang 33

Quy tắc xét chiều phản ứng:

 “Phản ứng O – K xảy ra theo chiều dạng Ox của cặp

O – K có  lớn hơn sẽ Ox dạng Kh của cặp O – K có 

Trang 34

 Ví dụ với phản ứng trong nguyên tố galvanic:

Zn / Cu Zn

/ Cu

C

C ln F 2

RT E

Trang 35

E pin =  + -  - =  Cu -  Zn

Trang 36

PIN NỒNG ĐỘ

Trang 37

RT E

E 0 , 059 lg ở 25 0 C

Trang 38

ỨNG DỤNG

Khi ghép một tấm bạc trong dung dịch bão hòa

AgBr và một tấm bạc khác trong dung dịch

Hãy tính tích số tan của AgBr ở 25 0 C.

38

Trang 39

 Ở đây ta xét quá trình điện phân một dung dịch chất điện ly trong nước.

Trang 40

 Các quá trình Cathode

 Ở đây dạng Ox chính là các cation kim loại và hydro của dung dịch chất điện ly Ta cần so sánh thế điện cực của kim loại và hydro.

 H2 = -0.059pH = -0.059x7 = -0.41 V

 Tức là ở điều kiện trung tính,  H2 = -0.41 V.

 Nếu  kl >  H2 kim loại kết tủa: Phần cuối dãy.

 Nếu  kl <  H2  H 2  : Phần đầu dãy.

40

Trang 41

 Trong môi trường acid:

Trang 42

 Các quá trình anode

 Dạng khử là anion, gốc axit và OH - của dung dịch, và tùy theo vật liệu, điện cực có thể bị ăn mòn: Có anod trơ (graphit, platin….) và anod tan (Ni… ).

Anode tan

 Hoặc anode phóng điện, hoặc hòa tan anode Nếu kim loại anode có  nhỏ hơn  cặp O – K thì anode bị hòa tan.

M –ne  M +n

 Ngược lại A - hoặc OH - bị oxy hóa.

42

Trang 43

 Anode trơ

 Khả năng cho electron theo thứ tự:

 Anion không chứa Oxy: I - , Br - , Cl - , S -2 …

 Kế đến là OH -

4OH - – 4e  O 2 + 2H 2 O (môi trường kiềm).

2H 2 O – 4e  O 2 + 4H + (môi trường acid hay trung

tính).

 Anion chứa Oxy: SO 4 -2 , MnO 4 - , SO 3 -2 …

Trang 44

Một số ví dụ

 Điện phân CuCl 2 , anode trơ

 Cathode

 Anode

41 0

Trang 45

 Điện phân dung dịch K 2 SO 4 với anod trơ

Cathode:

Anode: SO 4 - không bị Ox, nước (OH - ) bị Ox.

Hay nói khác đi đây là quá trình điện phân nước.

41 0 924

Trang 46

 Điện phân dung dịch nước NiSO 4 với anod Ni tan



 Nhưng NiSO 4 tồn tại trong môi trường acid, nên:

 Do đó, ở cathode

 Và anode

41 0 25



228 1

4 4

46

Trang 47

Thế phân giải và quá thế

tiến hành quá trình điện phân đã cho.

 Ký hiệu: E p

 Nói chung với những hệ T – N thì E p bằng sức điện động của nguyên tố galvanic tạo thành từ sản phẩm điện phân.

 Hiệu số giữa thế phân giải và sức điện động của nguyên tố galvanic tương ứng phản ứng nghịch gọi là quá thế điện phân :  0 = E p - E.

Trang 48

Định luật Faraday

 Lượng chất được tạo

thành hay hòa tan ở điện

cực khi điện phân tỉ lệ

thuận với lượng điện đi

qua chất điện ly.

 Những lượng điện bằng

nhau sẽ tạo thành hay hòa

tan ở điện cực khi điện

phân những đương lượng

như nhau của các chất.

Michael Faraday

48

Trang 49

 Công thức cho định luật

 F: Hằng số Faraday bằng 96500 (coulomb)

 m: khối lượng chất điện phân ra.

 Đ A : Đương lượng gam của A.

 A: Nguyên tử gam của A.

 n: Hóa trị chất biến đổi.

 I: Cường độ dòng điện (Ampe)

 t: Thời gian điện phân (sec)

Tiêu đề	Điện Hóa Học
Người hướng dẫn	ThS. Nguyễn Minh Kha
Trường học	Cuu Duong Than Cong
Chuyên ngành	Hóa đại cương
Thể loại	bài giảng

Định dạng
Số trang	49
Dung lượng	2,44 MB