Bài giảng Cân bằng oxid hóa – khử điện hóa học

ThS Ngô Gia LươngCÂN BẰNG OXID HÓA – KHỬĐIỆN HÓA HỌC1.Phản ứng oxid hóa – khử và cặp oxid hóa khử liên hợp1.1 Phản ứng oxid hóa – khửPHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ELECTRONNhường e =sự oxid hóaNhận e =Sự khửSố oxy hóaSự khử (số oxy hóa giảm)Sự oxy hóa (số oxy hóa tăng)Phản ứng oxid hóa – khửPhản ứng oxid hóa – khửPHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ELECTRONMột số thuật ngữ thông dụng: Sự oxid hóa – nhường electron tăng số oxid hóa Sự khử – nhận electron giảm số oxid hóa Chất oxid hóa – nhận electron Chất khử – nhường electron Phản ứng oxid hóa – khử1.2. Cân bằng phản ứng Cu (s) + Ag+ (aq)  Cu2+ (aq) + Ag (s) Bước 3: Cu  Cu2+ + 2e- 2 Ag+ + 2 e-  2 AgBước 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 trìnhHUI© 2006General Chemistry: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 điệnvào dd chất điện ly ta được một điện cựcCác 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 2.1 Điện cực kim lọai – ion kim lọai (điện cực tan)Gồm một kim lọai tiếp xúc với ion của nó trong dung dịchĐiện 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+2.2 Điện cực khí – ion Chất khí tiếp xúc với cation của nóH+ (dd) | H2(k) | Pt (r) Quá trình xãy ra 2H+ (dd) + 2e ⇋ H2(k)Nếu áp suất khí H2 bằng 1 atm, a H+=1M, nhiệt độ 250C ta có điện cực tiêu chuẩn hydro (E=0)2.3 Điện cực kim lọai – anion muối không tan của kloạiKim loại tiếp xúc với muối không tan của nó đồng thời tiếp xúc với dung dịch chứa muối tan cùng anion.AgI (r ) + 1e ⇋ Ag (r) + I- (dd) I-(dd) | AgI(r ) |Ag (r ) HUI© 2006General Chemistry:2.4. Điện cực trơGồm 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:Slide 12 of 482.5. Pin điện (Nguyên tố Galvani)Là một hệ gồm 2 điện cực ghép nối với nhau thành một mạch kín(-) Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) (+) Ecell = 1.103 VCách biểu diễn nguyên tố GalvaniAnod 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  CuCách 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) (+) General Chemistry:Slide 15 of 483. Thế điện cực3.1 Thế điện cực tiêu chuẩnThế 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 Thế điện cực tiêu chuẩnThế 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 E02H+/H2= 0Người 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 Bảng thế điện cực tiêu chuẩn ở 250COxi hóa yếuOxi hóa mạnhBán phản ứng khửKhử hóa yếuKhử hóa mạnh3.2 Ýnghĩa của thế điện cực khử tiêu chuẩn1) 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+ 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) = + 1,21E = Thế khử của điện cực dương - thế khử của điện cực âm 2) Tính được sức điện động của một pin3. Dự đoán khả năng diễn biến của một phản ứng  oxid – hoá khửVí 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 hơn3.3.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 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. Ví dụ: điện cực hidroPhản ứng điện cực: H3O+ + e = 1/2H2(K) + H2OThế của điện cực xác định bằng phương trình 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 0VD10: Một điện cực hidro nhúng trong dung dịch axit ở 250C có thế điện cực là – 0,31V. Tính pH của dung dịch. 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 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-Tương tự với điện cực Ag/AgCl, KClQuan hệ giữa hằng số cân bằng và sức điện động tiêu chuẩnF = 96500[C/mol]R=8,314 [J/mol.K]T [K]Ln = 2,303.lgE0 [v]ở 250C a OXH + ne + x[MToxh] ⇌ b KH + y[MTkh] G = -nFE ; G0 = -nFE0 Thế điện cực ( thế khử ) là thông số cường độ.ở 250C4. Phương trình Nernst [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 ↓[OXH] ↑  E ↑  tính oxh của OXH ↑  tính khử của KH ↓ 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 < Dự đoán chiều của phản ứng oxy hóa - khửGeneral Chemistry: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.5. Một số nguồn điện hóa thông dụngPinAcquiSự điện phânHUI© 2006Một số nguồn điện hóa thông dụngPinMột số nguồn điện hóa thông dụngAcqui. Một số nguồn điện hóa thông dụngSự điện phân