Bài giảng Hóa học: Điện hóa học

Điện hóa học Đối tượng nghiên cứu Phản ứng oxy hóa khử Cân bằng phản ứng oxy hóa –Khử Thế điện cực Nguyên tố Gavanic Sự điện phân Định luật Faraday 1. ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU 1. ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU 1. ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU Phản ứng oxy hóa – khử Phản ứng oxy hóa – khử Phản ứng oxy hóa – khử Phản ứng oxy hóa – khử Phản ứng oxy hóa – khử Phản ứng oxy hóa – khử Cân bằng phản ứng Cu (s) + Ag+ (aq)  Cu2+ (aq) + Ag (s) Bước 3: Cu  Cu2+ + 2e- 2 Ag+ + 2 e-  2 Ag Bước 4:Cu (s) + 2 Ag+ (aq)  Cu2+ (aq) + 2Ag (s) Bước 1: Xác định bán phản ứng oxi hóa và khử: OX: Cu  Cu2+ + 2e- RED: Ag+ + e-  Ag Bước 2:Cân bằng các bán phương trình Cân bằng phản ứng Fe+2 + MnO4- Fe+3 + Mn+2 MnO4- + 8 H+ + 5 e-  Mn+2 + 4H2O Fe+2  Fe+3 + e- 5(Fe+2  Fe+3 + e-) ---------------------------------------- 5Fe+2 + MnO4- + 8H+  5Fe+3 + Mn+2 + 4H2O . Điện cực - Điện cực kim lọai – ion kim lọai (điện cực tan) - Điện cực khí – ion - Điện cực kim lọai – anion muối không tan - Điện cực trơ Điện cực kim lọai – ion kim lọai (điện cực tan) Điện cực kim loại là điện cực được tạo ra bằng cách nhúng một miếng kim loại vào dung dịch có chứa ion của kim loại đó ví dụ kẽm nhúng trong dung dịch sulfat kẽm ký hiệu Zn ZnSO4 , đồng nhúng trung dung dịch sulfat đồng ký hiệu Cu Cu2+ ký hiệu M M Z+ Điện cực khí – ion Là loại điện cực trong đó chất khí tiếp xúc với cation của nó, H+H2  Pt, Điện cực kim lọai – anion muối không tan Kim loại tiếp xúc với muối không tan của nó đồng thời tiếp xúc với dung dịch chứa muối tan cùng anion. Ký hiệu Cl-(dd)|AgCl|Ag Điện cực trơ Gồm một thanh kim loại trơ tiếp xúc với dung dịch chất ở hai trạng thái oxi hóa –khử khác nhau. Ký hiệu Pt ox, khử hay Pt  Ox , khử Pin điện (nguyên tố gavani) Định nghĩa: pin điện là hệ gồm hai điện cực nối với nhau thành mạch kín Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Ecell = 1.103 V Điện cực kẽm gọi là anot, tại đó xẩy ra quá trình oxi hóa; phản ứng oxi luôn xẩy ra trên anot Zn → Zn2+ + 2 e Điện cực đồng là catot; tại đó xẩy ra quá trình khử, phản ứng khử luôn xẩy ra trên catot Cu2+ + 2 e → Cu Pin điện (pin Danielle) (-) Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) (+) Thế điện cực và thế điện cực tiêu chuẩn 1. Sức điện động của pin điện Sức điện động của pin bằng hiệu điện thế của hai điện cực E= ε+ - ε- ứng với mỗi nửa phản ứng oxi hóa khử , mỗi điện cực có một điện thế xác định gọi thế điện cực 2. Thế điện cực tiêu chuẩn Thế điện cực tiểu chuẩn của một cặp oxy hoá -khử là sức điện động của một pin tạo bởi điện cực chuẩn của cặp oxy hoá - khử đó với điện cực hidro chuẩn Thế điện cực và thế điện cực tiêu chuẩn 2. Thế điện cực tiêu chuẩn εH2= 0 Bảng thế điện cực tiêu chuẩn ở 250C Oxi hóa yếu Oxi hóa mạnh Bán phản ứng khử Khử hóa yếu Khử hóa mạnh Dựa vào bảng thế điện cực tiêu chuẩn: Tính được sức điện động của một pin Dự đoán khả năng diễn biến của một phản ứng oxy hoá- khử So sánh độ mạnh các chất oxy hoá và độ mạnh các chất khử Chú ý: hệ số tỷ lượng không làm thay giá trị của E Bảng thế điện cực tiêu chuẩn ở 250C Sức điện động và chiều của phản ứng E0cell > 0 DG0 0 không E0cell = 0 DG0 = 0 Cân bằng Phương trình Nernst Trong đó: E0: Thế điện cực tiêu chuẩn n: Số e trao đổi Q: Biểu thức định luật tác dụng khối lượng Phương trình Nernst aA + bB  cC + dD Ví dụ: Pt|Fe2+(0.10 M),Fe3+(0.20 M)||Ag+(1.0 M)|Ag(s) Áp dụng phương trình Nernst để tính Ecell. Ví dụ: Pt|Fe2+(0.10 M),Fe3+(0.20 M)||Ag+(1.0 M)|Ag(s) Fe2+(aq) + Ag+(aq) → Fe3+(aq) + Ag (s) Ví dụ pin điện Au và Ag 3Ag + Au3+  3Ag+ + Au Ag3++ e-  Ag E0 = +0.80 V Au3++ 3e-   Au E0 = +1.50 V [Au3+] = [Ag+] = 1 M at 298K Ví dụ pin điện Au và Ag E0 = +0.70 V Cho [Au3+] = [Ag+] = 0.1 M at 298K Nếu ½ lượng Au3+ phản ứng tính Ecell ? Ví dụ pin điện Au và Ag Nếu ½ lượng Au3+ phản ứng tính Ecell ? Một số nguồn điện hóa thông dụng Pin Acqui Sự điện phân Một số nguồn điện hóa thông dụng Pin Một số nguồn điện hóa thông dụng Pin điện Pin kiềm Pin chì Pin niken Pin nhiên liệu Một số nguồn điện hóa thông dụng Thanh đồng Điện cực âm(-) Anode: hỗn hợp Zn và KOH(aq) Điện cực(+) Cathode: Hỗn hợp MnO2 và C (graphite) Giấy hoặc vải Cách ly Pin kiềm Một số nguồn điện hóa thông dụng Bán phản ứng anode: Zn(s) + 2OH-(aq) --> ZnO(s) + H2O(l) + 2e- cathode: 2MnO2(s) + H2O(l) + 2e- --> Mn2O3(s) + 2OH-(aq) Tổng quát: Zn(s) + 2MnO2(s) --> Mn2O3(s) + ZnO(s) Ecell = 1.54 V Pin kiềm Một số nguồn điện hóa thông dụng Acqui Acqui chì gồm hai tấm chì khoét nhiều lỗ chứa PbO nhúng trong dung dịch H2SO4 nồng độ 25% – 30% , lúc này xảy ra phản ứng: PbO + H2SO4 = PbSO4 + H2O Khi nạp điện (sạc): Cực (+) : PbSO4 - 2e- + 2H2O = PbO2 + SO42- + 4H+ Cực (-) : PbSO4 + 2e- = Pb + SO42- Như thế trong cả acqui xảy ra phản ứng: 2PbSO4 + 2H2O = Pb + PbO2 + 2H2SO4 và PbSO4 ở cực âm biến thành chì hoạt động, ở cực dương biến thành PbO2. Một số nguồn điện hóa thông dụng Acqui Khi acqui hoạt động sẽ xảy ra quá trình phóng điện: Cực (-) : Pb - 2e- + SO42-  PbSO4 Cực (+) : PbO2 + 2e- + 4H+ + SO42-  PbSO4 + 2H2O Như thế trong cả acqui xảy ra phản ứng: Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O Một số nguồn điện hóa thông dụng Hydrogen-Oxygen Fuel Cell Một số nguồn điện hóa thông dụng Pin nhiên liệu Bán phản ứng anode: 2H2(g) + 4OH-(aq) --> 4H2O(l) + 4e- cathode: O2(g) + 2H2O(l) + 4e- --> 4OH-(aq) Tổng quát: 2H2(g) + O2(g) --> 2H2O(l) Một số nguồn điện hóa thông dụng Pin nhiên liệu Hiện tượng ăn mòn Hiện tượng ăn mòn Bán phản ứng anode: Fe(s)  Fe2+(aq) + 2e- cathode: O2(g) + 4H+(aq) + 4e-  2H2O(l) Tổng: 2Fe(s) + O2(g) + 4H+(aq)  2Fe2+(aq) + 2H2O(l) Ecell > 0 (Ecell = 0.8 to 1.2 V), do vậy quá trình tự xẩy ra Quá trình tạo dỉ 4Fe2+(aq) + O2(g) + 4H+(aq)  4Fe3+(aq) + 2H2O(l) 2Fe3+(aq) + 4H2O(l)  Fe2O3·H2O(s) + 6H+(aq) 6. Sự điện phân và định luật faraday 6.1. Sự điện phân 1.0 M Zn+2 e- e- Anode Cathode 1.10 Zn Cu 1.0 M Cu+2 Sự điện phân và định luật faraday 1.0 M Zn+2 e- e- Anode Cathode Pin >1.10V Zn Cu 1.0 M Cu+2 Q = It Định luật faraday m= AIt/nF (khối lượng điện phân thu được) I : cường độ dòng điện t thời gian điện phân (s) A; Khối lượng mol F hằng số faraday Sự điện phân và định luật faraday