Bài giảng Cân bằng oxid hóa – khử điện hóa học - Ngô Gia Lương

Nội dung text: Bài giảng Cân bằng oxid hóa – khử điện hóa học - Ngô Gia Lương

1. CÂN BẰNG OXID HÓA – KHỬ ĐIỆN HÓA HỌC ThS Ngô Gia Lương
2. 1.Phản ứng oxid hóa – khử và cặp oxid hóa khử liên hợp 1.1 Phản ứng oxid hóa – khử Số oxy hóa PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ELECTRON Sự khử Sự oxy (số oxy hóa (số hóa oxy hóa Nhường e = giảm) tăng) Nhận e = sự oxid hóa Sự khử
3. Phản ứng oxid hóa – khử Phản ứng oxid hóa – khử PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ELECTRON Một số thuật ngữ thông dụng: • Sự oxid hóa – nhường electron tăng số oxid •hóaSự khử – nhận electron giảm số oxid hóa • Chất oxid hóa – nhận electron • Chất khử – nhường electron
4. Phản ứng oxid hóa – khử
5. 1.2. Cân bằng phản ứng Cu (s) + Ag+ (aq) → Cu2+ (aq) + Ag (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 Bước 3: Cu → Cu2+ + 2e- 2 Ag+ + 2 e- → 2 Ag Bước 4:Cu (s) + 2 Ag+ (aq) → Cu2+ (aq) + 2Ag (s)
6. 2. Điện cực Điện cực: là một hệ gồm một thanh dẫn điện ( kim loại hoặc phi kim như than chì ) tiếp xúc với dung dịch chứa một cặp oxi hóa khử liên hợp. Ví dụ: Khi nhúng một thanh dẫn điện vào dd chất điện ly ta được một điện cực General Chemistry: HUI© 2006
7. Các loại điện cực phổ biến - 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
8. 2.1 Điện cực kim lọai – ion kim lọai (điện cực tan) Gồm một kim lọai tiếp xúc với ion của nó trong dung dịch Điện cực thường được ký hiệu tắt M ( r) | Mn+ (dd) Ví dụ: Điện cực đồng Cu (r) | Cu2+ Quá trình xãy ra Cu-2e ⇋ Cu2+
9. 2.2 Điện cực khí – ion Chất khí tiếp xúc với cation của nó + H (dd) | H2(k) | Pt (r) Quá trình xãy ra + 2H (dd) + 2e ⇋ H2(k) Nếu áp suất khí H2 bằng 1 0 atm, a H+=1M, nhiệt độ 25 C ta có điện cực tiêu chuẩn hydro (E=0)
10. 2.3 Điện cực kim lọai – anion muối không tan của kloại Kim loại tiếp xúc với muối không tan của nó đồng thời tiếp xúc với dung dịch chứa muối tan cùng anion. I-(dd) | AgI(r ) |Ag (r ) AgI (r ) + 1e ⇋ Ag (r) + I- (dd)
11. 2.4. Điện cực trơ Gồm một thanh kim loại trơ (như Pt) tiếp xúc với hai dd chất có trạng thái oxy hóa –khử khác nhau ( ví dụ dd chứa hỗn hợp 2 muối Fe2+, Fe3+) Fe3+,Fe2+(dd)|Pt(r ) Fe2+ - 1e ⇋ Fe3+ General Chemistry: HUI© 2006
12. 2.5. Pin điện (Nguyên tố Galvani) Là một hệ gồm 2 điện cực ghép nối với nhau thành một mạch kín Slide 12 of 48 General Chemistry:
13. 2+ 2+ (-) Zn(s) | Zn (aq) || Cu (aq) | Cu(s) (+) Ecell = 1.103 V
14. Cách biểu diễn nguyên tố Galvani • Anod là điện cực ở đó xảy ra quá trình oxid hóa Zn (r ) - 2e → Zn2+ • Catod là điện cực ở đó xảy ra quá trình khử Cu2+ + 2e → Cu Cách biểu diễn nguyên tố Galvani Dùng ký hiệu |để chỉ sự phân cách giữa hai pha; các chất trong cùng một pha dùng dấu phẩy (, );dùng | | để chỉ cầu muối; anod được viết bên trái, catod được viết bên phải (-) Zn(r) | Zn2+ (dd) || Cu2+(dd) | Cu(r) (+)
15. 3. Thế điện cực 3.1 Thế điện cực tiêu chuẩn Thế điện cực tiêu chuẩn của một cặp oxid hoá -khử là sức điện động của một pin tạo bởi điện cực chuẩn của cặp oxid hoá - khử đó với điện cực hidro chuẩn Slide 15 of 48 General Chemistry:
16. Thế điện cực tiêu chuẩn • Thế điện cực hydro tiêu chuẩn được biểu thị + Pt(r)| H2 (k, 1atm)| H (1M) khi là anot + H (1M) | H2 (k, 1atm)| Pt(r) khi là catot 0 E 2H+/H2= 0 • Người ta thường dùng điện điện cực calomen làm điện cực so sánh thay cho điện cực hydro.Điện cực này chế tạo từ kim loại thủy ngân trộn calomen Hg2Cl2 trong dung dịch KCl - ½ Hg2Cl2 (r ) + 1e ⇋ Hg ( l) + Cl (dd) So với điện cực tiêu chuẩn hydro thế điện cực chuẩn của điện cực calomen bằng + 0, 2680V
17. Bảng thế điện cực tiêu chuẩn ở 250C Bán phản ứng khử Khử hóa yếu hóa Khử Oxi hóa mạnh hóa Oxi Khử hóa mạnh hóa Khử Oxi hóa yếu hóa Oxi
18. 3.2 Ýnghĩa của thế điện cực khử tiêu chuẩn 1) So sánh độ mạnh các chất oxid hoá và độ mạnh các chất khử. Thế điện cực khử càng lớn thì tính oxid hóa của dạng oxid hóa càng mạnh, tính khử của dạng liên hợp càng yếu Ví dụ: Fe3+ + e → Fe2+ E0 = + 0,71V Cu2+ + 2e → Cu0 E0 = + 0,337V Tính oxid hóa của Fe3+ lớn hơn mạnh hơn Cu2+, tính khử của đồng kim loại lớn hơn tính khử của Fe2+
19. 2) Tính được sức điện động của một pin • Ví dụ: Tính sđđ sinh ra bởi pin có phản ứng : Ag++ Cr2+→ Ag(r ) + Cr3+ giả thiết hoạt độ các ion 1M Giải : anot: Cr2+ - 1e → Cr3+ E0 = + 0,41V catot Ag+ + 1e → Ag E0 = + 0,80V Ag++ Cr2+→ Ag(r ) + Cr3+ E0 = +1,21V Hay: E0 = + 0,80 – (- 0,41) = + 1,21 E = Thế khử của điện cực dương - thế khử của điện cực âm
20. 3. Dự đoán khả năng diễn biến của một phản ứng oxid – hoá khử Ví dụ: Phản ứng sau có xảy ra không nếu tất cả các chất ở đk chuẩn: Fe3+ + Cu → Fe2+ + Cu2+ Giải Fe3+ + 1e → Fe2+ E0 = + 0,771 V Cu - 2e → Cu2+ E0 = - 0,337 V 2Fe3+ + Cu →2 Fe2+ + Cu2+ E0 = +0,434 V Vì phản ứng có E0 dương nên phản ứng tự xảy ra Dạng oxid hóa của cặp có thế điện điện cực khử lớn hơn có khả năng nhận electron của dạng khử của cặp có thế khử nhỏ hơn
21. 3.3.Thế điện cực các loại điện cực • Điện cực kim loại: gồm một thanh kim loại nhúng trong dung dịch muối của nó: Mn+ + ne = M 0,059 E=E0 + lg M n+ n • Điện cực khí : gồm một thanh kim loại trơ hay graphit đóng vai trò vật dẫn điện đồng thời là vật mang các phân tử khí được nhúng trong dd chứa ion tương ứng và được bão hoà bằng khí tương ứng.
22. Ví dụ: điện cực hidro + Phản ứng điện cực: H3O + e = 1/2H2(K) + H2O Thế của điện cực xác định bằng phương trình P EE=−0 0,059lg H2 + HO3 E0 = 0,00V và P = 1atm + E = 0,059lg[H3O ] = -0,059pH. Theo quy ước thì thế của điện cực hidro tiêu chuẩn ở mọi nhiệt độ đều bằng 0 VD10: Một điện cực hidro nhúng trong dung dịch axit ở 250C có thế điện cực là – 0,31V. Tính pH của dung dịch.
23. • Kim loại trơ điện hoá : graphit nhúng trong dung dịch chứa đồng thời dạng oxi hoá và dạng khử của cặp oxi hoá - khử Ví dụ: các điện cực Pt/Fe3+, Fe2+; Pt/Sn4+, Sn2+ Phản ứng điện cực: ox + ne = kh 0,059 ox EE=+0 lg n kh • Kim loại tiếp xúc với một muối ít tan của nó trong dung dịch của một muối khác có cùng anion. Ví dụ: - Điện cực Ag - AgCl Ag/AgCl, KCl - Điện cực calomen: Hg/Hg2Cl2, KCl - - Phản ứng ở điện cực: Hg2Cl2 + 2e = 2Hg + 2Cl
24. 0,059 EM=E0 + lg n+ n T 0 0,059 THg Cl 2+ Hg22 Cl EE = + lg 22 Hg2 = 2 − 2 2 Cl − Cl Tương tự với điện cực Ag/AgCl, KCl 0,059 T E = E0 + lg AgCl 1 [Cl − ]
25. Quan hệ giữa hằng số cân bằng và sức điện động tiêu chuẩn G0 = −nE 0F = −RT ln K nE 0F F = 96500[C/mol] ln K = RT R=8,314 [J/mol.K] nE 0 T [K] ở 250C lg K = 0,059 Ln = 2,303.lg E0 [v] nEo K =100.059
26. 4. Phương trình Nernst a OXH + ne + x[MToxh] ⇌ b KH + y[MTkh] G = -nFE ; G0 = -nFE0 a x 0 RT OXH  MToxh  Eoxh/ kh = Eoxh/ kh + ln b y nF KH MTkh  0,059 OXH a MT x 0    oxh  ở 250C Eoxh/ kh = Eoxh/ kh + lg b y n KH MTkh  Thế điện cực ( thế khử ) là thông số cường độ.
27. a x 0 RT OXH  MToxh  Eoxh/ kh = Eoxh/ kh + ln b y nF KH MTkh  [OXH] ↑ → E ↑ → tính oxh của OXH ↑ → tính khử của KH ↓ [KH] ↑ → E ↓ → tính oxh của OXH ↓ → tính khử của KH ↑ OXH + . → Phức hay kết tủa → [OXH] ↓ → E ↓ → tính oxh của OXH↓ → tính khử của KH ↑ KH + . → Phức hay kết tủa → [KH] ↓ → E ↑ → tính oxh của OXH ↑ → tính khử của KH ↓
28. Dự đoán chiều của phản ứng oxy hóa - khử OXH1 + ne KH1 G1’ = -nF 1 KH1 - ne OXH1 G1 = -nF (- 1) OXH2 + ne KH2 G2 = -nF 2 KH1 + OXH2 OXH1 + KH2 G 0 ; 2 > 1 OXH > + KH + OXH <
29. Ví dụ: Áp dụng phương trình Nernst để tính Ecell. Pt|Fe2+(0.10 M),Fe3+(0.20 M)||Ag+(1.0 M)|Ag(s) General Chemistry:
30. 5. Một số nguồn điện hóa thông dụng Pin Acqui Sự điện phân
31. Một số nguồn điện hóa thông dụng Pin HUI© 2006
32. Một số nguồn điện hóa thông dụng Acqui
33. . Một số nguồn điện hóa thông dụng Sự điện phân