Bài giảng hoá đại cương - Chương 6: Điện hoá học

9/26/2015 1 Chương 6: ĐIỆN HÓA HỌC - Mở đầu - Điện cực - Pin điện - Ứng dụng việc đo thế điện cực - Nguồn điện một chiều - Khái niệm về điện phân I- MỞ ĐẦU Trong phản ứng oxi hóa khử thông thường, electron chuyển trực tiếp từ chất khử sang chất oxi hóa và khi đó năng lượng của phản ứng hóa học biến thành nhiệt Thí dụ: Khi nhúng thanh kẽm vào dung dịch CuSO4, ion Cu 2+ đến trực tiếp thanh kẽm nhận electron, và khi đó năng lượng giải phóng ra dưới dạng nhiệt. Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+, H = -230,12 kj.mol-1. Nếu thực hiện phản ứng trên trong đó quá trình oxi hóa ở một nơi, quá trình khử ở một nơi và cho dòng electron chuyển từ kẽm sang ion Cu2+ qua một dây dẫn, thì khi đó năng lượng của phản ứng hóa học sẽ biến thành điện năng. Zn Cu Zn2+ Cu2+ ZnSO4 CuSO4 e i Như vậy, muốn biến hóa năng thành điện năng ta phải thực hiện sự oxi hóa ở một nơi và sự khử ở một nơi và cho electron chuyển từ chất khử sang chất oxi hóa qua một dây dẫn Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/ 9/26/2015 2 II- ĐIỆN CỰC 2.1- KHÁI NIỆM “Điện cực là 1 hệ thống gồm 1 bản kim loại được nhúng vào dung dịch muối của nó” Ví dụ: Điện cực đồng gồm có 1 bản đồng được nhúng vào dung dịch muối đồng. Người ta kí hiệu: Cu/Cu2+ Điện cực kẽm: Zn/Zn2+ Điện cực bạc: Ag/Ag+. Một cách tổng quát 1 điện cực kí hiệu Me/MenXm. Trong đó: Me là kim loại. MenXm là muối của kim loại Me Mở rộng ra : “ Điện cực là 1 hệ thống gồm 1 bản kim loại được nhúng vào nước hoặc nhúng vào 1 dung dịch muối bất kỳ”. 2.2- SỰ HÌNH THÀNH THẾ ĐIỆN CỰC Thế điện cực xuất hiện là do lớp điện kép được hình thành giữa bề mặt thanh kim loại với dung dịch sát bề mặt kim loại Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ e- e- e- e- e- Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ e- e- e- e- e- Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ e- e- e- e- e- Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ 2.3- BIỂU THỨC TÍNH THẾ ĐIỆN CỰC Thế điện cực kí hiệu là  hoặc  hoặc  hoặc  Công chuyển 1 mol ion kim loại từ bản cực vào dung dịch được xác định bằng biểu thức: A = - nF 6.1 Trong đó: n là số electron trao đổi giữa nguyên tử kim loại và ion của nó. F là hằng số Faradây.(F= 96500 C).  thế điện cực. Theo nhiệt động học: có thể coi sự hoà tan bản kim loại ở điện cực như 1 quá trình nhiệt động thuận nghịch. Khi đó công A được xác định bằng biểu thức: G = - nF  6.2 R Hằng số khí lí tưởng ( R = 8,314 J/mol.K; R = 1,987cal/mol.K aMen+ Là hoạt độ của ion Me n+ Suy ra G0 = - RTlnK Ở điều kiện chuẩn A = G G = G0 - RTln aMen+ G0 = - nF 0 Suy ra  nMelnanF RT lnK nF RT ε 6.3 Tại 1 nhiệt độ xác định ( T = const) thì giá trị: 0εlnK nF RT  0 gọi thế điện cực tiểu chuẩn Suy ra  nMe 0 lna nF RT εε 6.4  nMe 0 lnC nF RT εεGần đúng Công thức 6. ; 6.4 được gọi là công thức Nernst (Nec) 9/26/2015 3 2.4- GIỚI THIỆU MỘT SỐ ĐIỆN CỰC 1- ĐIỆN CỰC KIM LOẠI Me Men+   nnn Me 0 Me/MeMe/Me lnC nF RT εε 6.5 2- ĐIỆN CỰC KHÍ H2 H2 Pt Dd H2SO4 Người ta bơm vào bình điện cực 1 luồng khí H2 tinh khiết có áp suất ổn định (P = 1atm). Lúc đó ta có điện cực Hyđrô tiêu chuẩn : (pt) /H2 (1atm) /2H + (aH + =1iongam/l) Phân tử H2 bị hấp phụ bên bề mặt của Pt và nó được hoạt hóa có cân bằng : H2 2H 2H + + 2e Do đó nó xuất hiện 1 điện thế và được gọi là thế điện cực Hyđrô Điều kiện thiết lập được tiêu chuẩn hoá :PH2=1atm, aH+= 1mol/l gọi là thế điện cực Hyđrô tiêu chuẩn. Điện thế của điện cực tiêu chuẩn hiđro được quy ước bằng 0 volt. Điện cực Hyđrô có độ chính xác cao. a- ĐIỆN CỰC KHÍ HIDRÔ 3- ĐIỆN CỰC OXI HOÁ – KHỬ b- ĐIỆN CỰC KHÍ Clo (Pt)/ Fe3+, Fe2+ Cl2 Cl2 Pt Dd Cl- Cl2 + 2e 2Cl - 2 Cl Cl0 /2ClCl/2ClCl - 2 - 2 - 2 C P ln 2F RT εε  PCl2 = 1atm 2 Cl 0 /2ClCl/2ClCl - - 2 - 2 C 1 ln 2F RT εε  6.6 Suy ra a- ĐIỆN CỰC OXI HÓA – KHỬ CỦA SẮT Gồm thanh kim loại trơ (Pt, Au..) nhúng vào dung dịch chứa đồng thời hai dạng oxi hóa và khử của cùng một kim loại. (Pt) Cl2/2Cl - Pt Fe3+ Fe2+ Fe3+ + e Fe2+      2 3 2/Fe3Fe 23 Fe Fe0 /FeFe C C ln F RT εε 6.7 Lưu ý: Trường hợp phản ứng ở điện cực có sự tham gia của ion H+ Thí dụ: MnO4 - + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O      2 4 2/Mn4MnO 2 4 Mn 8 HMnO0 /MnMnO C .CC ln 5F RT εε 6.8 9/26/2015 4 b - ĐIỆN CỰC QUINHYDRON (Pt) /C6H4O2, C6H4(OH)2 Quinhydron C6H4O2.C6H4(OH)2. là hợp chất đồng phân tử, trong dung dịch phân li thành quinon C6H4O2. và hydroquinol C6H4(OH)2. Pt C6H4O2 C6H4(OH)2 H+ C6H4O2 + 2e + 2H + C6H4(OH)2. C6H4O2.C6H4(OH)2. C6H4O2 + C6H4(OH)2 2(OH)4H6C 246 C .CC ln 2F RT εε 2 HOHC0  Vì nên ta có: 246246 (OH)HCOHC CC   H 0 lnC F RT εε 6.9 3- ĐIỆN CỰC KIM LOẠI CÂN BẰNG VỚI ANION MUỐI KHÓ TAN (ĐIỆN CỰC MUỐI) a - ĐIỆN CỰC CALOMEL: Hg / Hg2Cl2, Cl - dd KCl Hg2Cl2 Hg Hg2 2+ + 2e 2Hg.   2 2 2 2 2 2 Hg 0 /2HgHg/2HgHg lnC 2F RT εε 6.10 2 Cl ClHg Hg C T C 222 2    Suy ra 2 Cl ClHg0 /2HgHg/2HgHg C T ln 2F RT εε 222 2 2 2    Điện cực calomel thường được dùng làm điện cực so sánh trong các phương pháp chuẩn độ điện thế hay xác định pH. Nó cũng được dùng thay thế cho điện cực hiđro chuẩn để xác định thế các điện cực khác. Nếu giữ nồng độ Cl- thì calomel không thay đổi. Khi KCl bão hòa thì: calomel = 0,24V b – ĐiỆN CỰC BẠC – BAC CLORIT: Ag /AgCl, HCl dd HCl AgCl Ag -Cl AgCl0 /AgAg/AgAg C T ln F RT εε   Ag+ + 1e Ag. Suy ra 4- ĐIỆN CỰC THỦY TINH (SGK T136) III – PIN ĐiỆN Là một hệ thống gồm hai điện cực tạo thành mạch kín E pin = ℇ(+) - Ɛ(-) Zn Cu Zn2+ Cu2+ ZnSO4 CuSO4 e i Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/ 9/26/2015 5 IV - ỨNG DỤNG VIỆC ĐO THẾ ĐiỆN CỰC (SGK T136) 3.1- Xác định thế oxy hóa – Khử tiêu chuẩn của các cặp oxy hóa – khử (SGK T136) 3.2- Xác định pH bằng phương pháp điện hóa (SGK T137) 3.3- Xác định biến thiên năng lượng tự do (G0) của một phản ứng (SGK T138) 3.4- Chuẩn độ bằng phương pháp điện thế (SGK T138) V – NGUỒN ĐỆN MỘT CHIỀU (SGK T139) 3.1- PIN ĐIĐN (SGK T139) 3.2- ACQUY (SGK T139) VI – KHÁI NiỆM VỀ ĐỆN PHÂN (SGK T140)