BÀI TẬP PIN ĐIỆN HÓA -THẾ ĐIỆN CỰC-CÂN BẰNG TRONG ĐIỆN HÓA – ĐIỆN PHÂN

Chia sẻ: Pham Anh Ngoc | Ngày: | Loại File: DOC | Số trang:8

9
2.107
lượt xem
694
download

BÀI TẬP PIN ĐIỆN HÓA -THẾ ĐIỆN CỰC-CÂN BẰNG TRONG ĐIỆN HÓA – ĐIỆN PHÂN

Mô tả tài liệu
  Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Tài liệu ôn tập môn hóa tham khảo gồm các dạng bài tập trắc nghiệm phần pin điện hóa - thế điện cực - cân bằng trong điện hóa và điện phân. Tài liệu hay và bổ ích dành cho các bạn thí sinh ôn thi tốt nghiệp và ôn thi đại học - cao đẳng tham khảo ôn tập củng cố kiến thức.

Chủ đề:
Lưu

Nội dung Text: BÀI TẬP PIN ĐIỆN HÓA -THẾ ĐIỆN CỰC-CÂN BẰNG TRONG ĐIỆN HÓA – ĐIỆN PHÂN

  1. BÀI TẬP PIN ĐIỆN HÓA -THẾ ĐIỆN CỰC-CÂN BẰNG TRONG ĐIỆN HÓA – ĐIỆN PHÂN Bài 1 : . Cho hai nữa pin với các thế chuẩn : Fe 2+ +2e → Fe,E 0 =-0,44V Cu 2+ +2e → Cu,E 0 =0,34V Thiết lập sơ đồ pin điện , tính E0 của pin, và cho biết chiều của phản ứng. Bài 2 : Cho 2 nữa pin sau : Zn/ Zn(NO 3)2 0,1 M , Ag / AgNO3 0,1 M có thế chuẩn tương ứng bằng -0,76 V, 0,8 V. a. Thiết lập sơ đồ pin với dấu các điện cực . b. Viết phản ứng khi pin hoạt động c. Tính E của pin. d. Tính nồng độ các ion khi pin ngừng hoạt động . Bài 3 : E0 pin Zn-Cu là 1,10 V ở 250C. Tính năng lượng tự do chuẩn của phản ứng ôxi hóa khử làm cơ sở cho pin. ĐA : -212 KJ Bài 4 : Cho phản ứng sau : Pb (r) + 2Ag+ → Pb2+ + 2Ag (r) . Tính hằng số cân bằng K và ΔG0 ở 0 0 250C.Biết : E Ag + /Ag =0,8V,E Pb2+ /Pb =-0,13V ĐA : K = 2,6.1031 , ΔG0 = 1,8.102 KJ 0 0 Bài 5 : Tính K của phản ứng sau : 2Fe +2I → 2Fe +I 2 , biết : E Fe3+ /Fe2+ =0,77V,E I2 /2I- =0,77V 3+ - 2+ ĐA : K = 9,3. 107 Bài 6 : Tính thế của bán phản ứng : Tl3+ + 3e → Tl(r) 0 0 Biết : E Tl+ /Tl =-0,336V,E Tl3+ /Tl+ =1,25V ĐA : 0,72 V Bài 7 : Cho sơ đồ sau : MnO 4  Mn  Mn  Mn .Tính thế điện cực chuẩn của → → → - 1,70V IV 1,20V 2+ -1,18V - + 2+ bán phản ứng sau : MnO 4 +8H +5e M Mn +4H 2 O ĐA : 1,5 V Bài 8 : Vàng ở trạng thái số oxh = + 1 có tự phân hủy theo sơ đồ phản ứng sau không? 3Au + 3 2Au+Au 3+ , biết : Au 3+  Au +  Au . 1,41V → 1,68V → ĐA : E phản ứng là : 0,27 V=> tự xảy ra 0 Bài 9 : Cho các sơ đồ sau : MnO 4  Mn →  Mn 2+  Mn → → - 1,70V IV 1,20V -1,18V TcO -4  TcO 4  TcO 2  Tc 0,7V → 2- 0,8V → 0,3V → Re O4  Re O4 −  Re O2  Re − 0,7V → 2 0,4V → 0,3V → a. Tính thế điện cực chuẩn của các cặp : E 0 - /Mn 2+ ;E 0 - /TcO ;E 0 - /ReO MnO TcO ReO 4 4 2 4 2 b. Xét trạng thái ôxi hóa nào của Mn, Tc, Re có khả năng tự phân hủy. Viết phương trình phản ứng, tính thế của phản ứng. - c. Ion MO 4 ( M= Mn, Tc, Re) nào có khả năng ôxi hóa mạnh nhất? d. Zn có đẩy được Mn2+ ra khỏi dung dịch muối của nó không ? - - ĐA : a. 1,5 V; 0,76 V ; 0,50 V b. chỉ có TcO 4 xảy E = 0,10 V. c. MnO 4 mạnh nhất 1,7 V d. E= -0,42 V Bài 10 : . Cho các bán phản ứng sau: MnO-4 +8H + +5e → Mn 2+ +4H 2 O;E 0 =1,51V MnO 2 +4H + +2e → Mn 2+ +2H 2 O;E 0 =1,23V Xác định E0 của bán phản ứng sau: MnO-4 +4H + +3e → MnO 2 +2H 2 O.
  2. Bài 11 : Viết các phương trình phản ứng xảy ra khi trộn lẫn ba dd sau với nhau: 25 ml dd Fe(NO3)2 0,1 M , 25 ml dd Fe(NO3)3 1 M , 50 ml AgNO3 0,6 M, trong đó có thả một mảnh Ag vụn . Biết : E Ag + / Ag = 0,8V ; EFe3+ / Fe2+ = 0,77V . 0 0 −10 Bài 12: Cho : E Ag + / Ag = 0,8V ; ECu 2+ / Cu = 0,34V , TAgCl = 1,8.10 .Tính thế điện cực Ag/AgCl, KCl khi 0 0 Cl −  = 1,0 M . Xác định chiều của dòng điện trong pin tạo thành bởi điện cực này và điện cực đồng tiêu   chuẩn . Viết phương trình của phản ứng này xảy ra trong pin và tính hằng số cân bằng của phản ứng đó . 15. Xác định Tt của AgBr , biết rằng pin được tạo thành bởi điện cực hydro tiêu chuẩn và điện cực Ag/ AgBr, Br- (0,1 M ) có sức điện động bằng 0,14 V. Cho : E Ag + / Ag = 0,8V . 0 Bài 13 : Hai cốc 1 , 2 chứa các dd với nồng độ của các ion như sau: - cốc 1:  Fe3+  = 0, 2M ;  Fe 2 +  = 0,1M     -cốc 2 :  Fe  = 0,1M ;  Fe  = 0,2 M . 3+ 2+     a.Nhúng vào 2 dd hai thanh Pt và nối 2 dd bằng một cầu muối . Xác định sức điện động của pin. b. Nối 2 điện cực bằng dây dẫn , tính nồng độ của các ion Fe 2+, Fe3+ trong mỗi cốc đựng 1 lít dd thì điện lượng đã đi qua dây dẫn là bao nhiêu ? Bài 14 : . Xác định sức điện động của pin tiêu chuẩn được tạo thành bởi các điện cực : Sn 2 + / Sn; Pb 2 + / Pb . Nếu :  Sn  = 1M ;  Pb  = 10 M thì sức điện động của pin là bao nhiêu ? Biết : 2+ 2+ −5     ESn2+ / Sn = −0,14V ; EPb2+ / Pb = −0,126V . 0 0 Bài 15: Tính thế của cặp Ag+/Ag so với cặp Cu2+/Cu của nồng độ của Ag+ và Cu2+ tương ứng bằng 4,2.10-6 và 1,3.10-3M. Tính ∆G khi 1 mol e trao đổi ở điều kiện đã cho. Biết E Ag + / Ag = 0,8V ; ECu 2+ / Cu = 0,34V . 0 0 Bài 16: Cho các phản ứng: S + 2H++2e →H2S ; E0 = -0,14 V. SO2 + 4H++ 4e → S + 2H2O ; E0 = 0,45 V. Tính K cân bằng của phản ứng : SO2 + 2H2S →3S + 2H2O. B ài 17 : Một pin điện được hình thầnh từ 2 điện cực . Một địên cực gồm 1 tấm Cu nhúng trong dd CuSO4 0,50 M . Điện cực thứ hai gồm 1 thanh Pt nhúng vào dd Fe 2+, Fe3+ với lượng sao cho  Fe 2 +  = 2  Fe3+  .Dùng một dây dẫn nối 2 đầu thanh Cu và Pt .     a. Cho biết dấu các điện cực của pin. Viết các phản ứng điện cực .Tính sức điện động ban đầu của pin. Biết thể tích dd CuSO4 khá lớn.  Fe3+    b. Tính tỷ số khi pin ngừng hoạt động. cho : Fe3+ / Fe 2 + = 0,77V , Cu 2 + / Cu = 0,34V .  Fe3+    Bài 18: Cho 2 nữa pin sau : Zn/ Zn(NO3)2 0,1 M , Ag / AgNO3 0,1 M có thế chuẩn tương ứng bằng -0,76 V, 0,8 V. a. Thiết lập sơ đồ pin với dấu các điện cực . b. Viết phản ứng khi pin hoạt động c. Tính E của pin. d. Tính nồng độ các ion khi pin ngừng hoạt động . Bài 19: Tính Tt của AgCl ở 250C biết : E Ag + / Ag = 0,80V ; E AgCl / Ag = 0,22V . 0 0 Bài 20: Tính hằng số cân bằng của phản ứng: Cu + Br 2 → Cu2+ + 2Br- . Biết Cu 2 + / Cu = 0,34V , EBr / Br − = 1,09V . 0 2 Bài 21: Điện phân dd SnCl2 1 M với 2 điện cực bằng Pt trơn nhẵn. Viết các phản ứng xảy ra trên các điện cực. Tính sức điện động phân cực biết : ESn2+ / Sn = −0,14V ; ECl2 / Cl − = 1,36V . 0 0 Để điện phân có thể xảy ra thì thế phân hủy bằng bao nhiêu ?
  3. −7 Bài 22: Cho biết : ECu 2+ / Cu + = 0,16V ; ECu + / Cu = 0,52V ; TCuCl = 1,0.10 .Một dd chứa CuSO4 0,10 M , NaCl 0 0 0,20 M và bột Cu dư. Phản ứng sau có xảy ra không : Cu (r) + Cu2+ + 2Cl- 2CuCl ↓ . Tính hằng số cân bằng của phản ứng đó và tính nồng độ mol các ion ở trạng thái cân bằng. Bài 23: Cho phản ứng sau : Pb2+ + 2Cr2+ 2Cr3+ + Pb ; E0 = 0,28 V.Tính E của phản ứng ,biết: [Pb2+]=[Cr2+] = 0,1 M; [Cr3+] = 0,01 M . ĐA : - 0,04 V. Bài 24 : Tính E của pin gồm điện cực Zn 2+/ Zn và 2H+/H2 ở điều kiện sau : [Zn2+] = 0,01 M, [H+] = 2,5 M; áp suất khí hydro là 0,3 atm. E0Zn2+/ Zn = -0,76 V. ĐA : 0,86 V Bài 25 : Cho phản ứng sau: Ag (r) + H+ (aq) + I-(aq) ( AgI (r) + 1/2H2 (k) ; ở trạng thái chuẩn. Phản 0 -17 ứng có xảy ra không? Biết : E Ag+ /Ag =0,8V,TAgI =8,3.10 . 0 ĐA : Phản ứng xảy ra do E AgI/Ag =-0,15V < E 2H + /H 2 =0,0V 0 Bài 26: Cho phản ứng sau : 2Ag + 4HCN ứ 2H[Ag(CN)2] + H2 0 Biết : Ag+ + 2CN- [Ag(CN)2]- ; Kb = 7.1019 , nồng độ các chất 1 M , E Ag+ /Ag =0,80V 0 ĐA : E Ag(CN)2- /Ag =-0,37V < E 2H + /H 2 =0,0V , phản ứng xảy ra . 0 Bài 27 : Trộn 10 ml dung dịch SnCl2 0,1 M với 10 ml dung dịch FeCl3 0,1 M. Xác định thành phần chất tan trong dung dịch của hệ tại cân bằng. Từ đó suy ra thế ôxi hóa khử các cặp trong dung dịch ĐA : nồng độ thiếc II = nồng độ thiết IV = 0,025 M. nồng độ sắt II = 0,05 M; nồng độ sắt III = 2,3.10 -12 M. Ecb = 0,15 V Bài 28: Nhúng một sợi Ag vào dung dịch Fe2 (SO4)3 0,05 M. Xác định thành phần cuối của hệ. Từ đó suy ra thế điện cực của các cặp trong dung dịch. ĐA : K = 0,32 , nồng độ các ion sắt II và bạc = 0,08 M ,ion sắt III = 0,02 M. Ecb = 0,72 V E 0 3+ /Fe2+ =0,77V;E Sn 4+ /Sn 2+ =0,15V;E 0 + /Ag =0,80V . Fe 0 Ag 0 0 Bài 29 : Tính hằng số cân bằng của phản ứng khử H2S bằng Fe3+ . Cho E Fe3+ /Fe2+ =0,77V ; E S /S2- =-0,48V Đối với H2S có pK1 = 7,02 ; pK2 = 12,9 . ĐA : 1022,5 0 Bài 30 : Đánh giá khả năng phản ứng giữa Cu2+ và I-.Cho E Cu 2+ /Cu =0,34V ; E I3 /3I- =0,5355V ; TCuI =10 . 0 -12 - E 0 2+ /Cu + =0,153V Cu 0 0 ĐA: Tính E Cu 2+ /CuI so sánh với E I3 /3I- =0,5355V . Thấy E Cu 2+ /CuI > E I3 /3I- =0,5355V ,nên Cu2+ ôxi hóa dễ dàng 0 0 - - - I- tạo I3 và CuI. Bài 31 : Đánh giá thành phần cân bằng trong hỗn hợp gồm Ag+ 10-3M, NH3 1 M và Cu. Cho hằng số bền 0 các phức : Ag(NH3 ) 2 =10 ; Cu(NH3 ) 4 =10 ; E Cu 2+ /Cu =0,337V ; E Ag+ /Ag =0,8V , 250C + 7,24 2+ 12,03 0 ĐA : Tính K của phản ứng 2Ag+ + Cu → 2 Ag + Cu2+ pK = 15,61. + 7,24 Với hằng số không bền (phân ly của phức Ag(NH3 ) 2 =10 ), phản ứng tạo phức bền của Cu2+, rồi tổ + 2+ hợp 3 quá trình . Tính thành phần các chất tại cân bằng tổ hợp. Vậy Ag(NH 3 ) 2 = 5,9.10-9 M. Cu(NH 3 ) 4 = 5.10-4 0 0 Bài 32 : Cho : E Au3+ /Au =1,5V ; E Au + /Au =1,68V .Tính : a. Nồng độ mol Au+ lớn nhất trong dung dịch Au3+ 0,001 M - b. Trong dung dịch có dư ion X-, Au+ tạo phức AuX 2 có hằng số không bền K1, Au3+ tạo phức AuX -4 có hằng số không bền K2 ,dư ion X- có cân bằng sau : 3AuX -2 3 AuX -4 +2X - +2Au;K' . Viết biểu thức tính K’ theo K1 , K2 ,K. Biết X- là : Br- , pK1 = 12 , pK2 = 32; CN- , pK1 = 38 , pK2 = 56 . Dựa vào tính toán đưa ra kết luận gì ?
  4. c. Vàng có thể tan trong dung dịch KCN 1 M có bão hòa khí oxi. Dựa vào kết quả tính được, giải 0 thích hiện tượng này (ở pH = 0, E O2 /H 2O =1,23V , HCN có pK = 9,4 , áp suất O 2 = 1 atm, lúc cân - bằng nồng độ [Au(CN) 2 ]=1M ) ĐA : a. 3 Au+ Au3+ + 2Au có lg K = 9,317. [Au+] = 9.10-5. b. X- = Br- có K’ = 1,37.105 ; X- = CN- có 1,37. 10-49. khi Au+ tạo phức thì nó ít tham gia phản ứng oxi hóa –khử 0 0 c. tính nồng độ ion CN- tại cân bằng, E Au(CN)-2 /Au =-0,566V ; E O2 /H 2O =0,539V ; E Au(CN)-2 /Au =-0,566V < E O2 /H 2O =0,539V , Au có thể tan trong dung dịch KCN theo phản ứng hóa học sau : 4Au + 8 KCN + 2H2O + O2 → 4K[Au(CN)2 + 4 KOH Bài 33 : Cho 4 g PbSO4 nguyên chất vào 150 ml nước đến khi cân bằng được thiết lập ,nhúng vào đó một điện cực Pb và một điện cực đối chiếu có E0 = 0,237 V.Ở 298K có một hiệu điện thế 0,478 V. a. Cho biết điện cực nào trong 2 điện trên có thế lớn hơn. Điện cực nào là catot, anot. Tính TPbSO4 0 .Biết E Pb2+ /Pb =-0,126V b. Cho PbSO4 nguyên chất vào 150 ml dung dịch H2SO4 có pH = 3 . Thì hiệu điện thế giữa điện cực Pb và điện cực đối chiếu. Tại một nhiệt độ cố định thì TPbSO4 = 1,1. 10-8 - 2- -1 Cho : PbSO 4 (r)+2I P PbI 2 +SO 4 ;K1 =4,6.10 PbI 2 +CrO 2- P PbCrO4 +2I- ;K 2 =4,3.1012 4 PbS+CrO 2- P PbCrO 4 (r)+S2- ;K 3 =7,5.10-8 4 c. Tính tích số tan của PbS. 0 0, 059 C 2+ ĐA : E Pb2+ /Pb =-0,241V , mặt khác : E Pb2+ /Pb =E 0 2+ /Pb + Pb log Pb => nồng độ mol Pb2+ =1,288.10-4. 2 1 -8 TPbSO4 =1,66.10 . pH = 3 nồng độ Pb = 3,318.10 . Từ phương trình Nec tính E = Eđ/ch - E Pb2+ /Pb = 0,495 2+ -5 V TPbS = 4,2.10-28 . - Bài 34: Tính nồng độ ban đầu của HSO4- , biết khi đo suất điện động của pin Pt/I - 0,1 M ; I3 0,02 M// MnO-4 0,05 M , Mn2+ 0,01 M, HSO4- C (M) ở 25 0C có giá trị là 0,824 V. 0 0 -2 Biết : E MnO-4 =1,51V;E I3 =0,5355V;K HSO-4 =10 . - ĐA : 0,364 M. Tính thế điện cực từng cặp ôxi hóa- khử theo điều kiện phản ứng . tính được [H+] = 0,054 M . Từ cân bằng HSO4- tính được nồng độ HSO4- ban đầu. Bài 35 : a. Thiết lập một pin theo phản ứng sau : Pb (r) + CuBr2 (dd) 0,01 M→ PbBr2 (r) + Cu (r). 0 b. Nếu ở 250C suất điện động của pin là 0,442 V, thì TPbBr2 bằng bao nhiêu? E Pb2+ /Pb =-0,126V , E 0 2+ /Cu =0,34V . Cu ĐA : a. (-) Pb/ PbBr2(r) , Br- // CuBr2 / Cu (+) . b. tính E của các điện cực theo điều kiện đã có . Lập biểu thức tính E của pin , suy ra TPbBr2 = 2,5.10-5 Bài 36 : 1. Phản ứng giữa AgNO3 với KCl trong dung dịch tạo thành kết tủa AgCl và giải phóng năng lượng. Ta có thể tạo ra một tế bào điện hoá (pin) sinh công điện nhờ phản ứng đó. a) Viết công thức của tế bào điện hoá theo quy tắc IUPAC và các nửa phản ứng điện cực tại anot và catot. b) Tính ∆G 298 của phản ứng kết tủa AgCl và E 298 của tế bào điện hoá. 0 0 Cho: TAgCl ở 250C bằng 1,6. 10 –10 . 2. Điện phân 50 ml dung dịch HNO3 có pH = 5,0 với điện cực than chì trong 30 giờ, dòng điện 1A. a) Viết nửa phản ứng tại các điện cực và phương trình phản ứng chung. b) Tính pH của dung dịch sau khi điện phân. c) Tính thể tích dung dịch NaOH 0,0001 mol/L cần để trung hòa dung dịch sau khi điện phân. d) Hãy cho biết nên dùng chất chỉ thị nào để xác định điểm dừng của phản ứng trung hòa.
  5. Coi khối lượng riêng của dung dịch HNO3 loãng là 1 g/ml ĐA : 1. a) Nửa phản ứng oxi hoá ở anot: Ag – e + Cl – → AgCl Nửa phản ứng khử ở catot: Ag+ + e → Ag . Ag+ + Cl – → AgCl (r) Công thức của tế bào điện hoá: (Anot) Ag  dd KCl  dd AgNO3 Ag (Catot) b) Tính ∆G 298 và E 298 : 0 0 Xét phản ứng Ag + Cl – → AgCl (r) 1 1 Kc = = = 6,25.109 TAgCl 1, 10−10 6. ∆G 298 = – RTlnKc = – 8,314 × 298 × ln (6,25.109) = – 55884 J/mol = – 55,884 kJ/mol 0 0 ∆G 0 55884 E 298 = =+ = + 0,5792 (V) ≈ + 0,58 V nF 1× 96487 2. 1 a) Nửa phản ứng oxi hoá ở anot: H2O - 2e → 2H+ + O2 2 Nửa phản ứng khử ở catot: 2H+ + 2 e → H2 . 1 H2O → H2 + O2 2 Số mol nước bị điện phân là 0,556 mol. Khối lượng nước bị điện phân: 0,556 mol x 18 g/mol = 10,074 g Khối lượng dung dịch trước khi điện phân là 50 ml Khối lượng dung dịch sau khi điện phân là 50 - 10,074 = 39,926 (g) ~ 40 g 40  g Thể tích dung dịch sau khi điện phân là: V = = 40 ml = 0,04 L 1  m L g/ Số mol HNO3 = 0,051 x 10-5 = 5. 10-7 (mol) + 5. −7 m ol 10 CHNO3 = [H ] = = 1,25 . 10-5 M 0, L 04  pH = – lg [H ] = – lg (1,25. 10-5) = 4,903 ~ 4,9 + c) Phản ứng: NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O nNaOH = nHNO3 = 5 . 10-7 mol → V ddNaOH = 5. 10-3 L = 0,005 L = 5 mL d) Phản ứng xảy ra giữa axit mạnh và bazơ mạnh nên có thể dùng chất chỉ thị là phenolphtalein có khoảng chuyển màu (pH) 8 - 10. Bài 37: Dung dịch A gồm AgNO3 0,050 M và Pb(NO3)2 0,100 M. 1. Tính pH của dung dịch A. 2. Thêm 10,00 ml KI 0,250 M và HNO3 0,200 M vào 10,00 ml dung dịch A. Sau phản ứng người ta nhúng một điện cực Ag vào dung dịch B vừa thu được và ghép thành pin (có cầu muối tiếp xúc hai dung dịch) với một điện cực có Ag nhúng vào dung dịch X gồm AgNO3 0,010 M và KSCN 0,040 M. a) Viết sơ đồ pin . b) Tính sức điện động E pin tại 250C .
  6. c) Viết phương trình phản ứng xảy ra khi pin hoạt động. d) Tính hằng số cân bằng của phản ứng . Cho biết : Ag+ + H2O AgOH + H+ (1) ; K1= 10 –11,70 Pb2+ + H2O PbOH+ + H+ (2) ; K2= 10 –7,80 Chỉ số tích số tan pKs : AgI là 16,0 ; PbI2 là 7,86 ; AgSCN là 12,0 . 0 RT EAg+ = 0 ,799 V ; ln = 0,0592 lg /Ag F 3. Epin sẽ thay đổi ra sao nếu: a) thêm một lượng nhỏ NaOH vào dung dịch B ; b) thêm một lượng nhỏ Fe(NO3)3 vào dung dịch X? ĐA : 1. Ag+ + H2O → AgOH + H+ ; K1 = 10-11,7 (1) Pb2+ + H2O → ? PbOH+ + H+ ; K2 = 10-7,8 (2) Do K2 >> K1 nên cân bằng 2 quyết định pH của dung dịch Pb2+ + H2O → PbOH + H+ ; K2 = 10-7,8 (2) C 0,10 [] 0,10 − x x x 2 x = 10 −7 ,8 x = 10-4,4 = [H+] ; pH = 4,40 0,1 − x 2.a) Dung dịch B: Thêm KI : CAg+ = 0,025 M; CPb2+ = 0,050 CI- = 0,125M ; CH+ = 0,10M − Ag+ + I AgI ↓ 0,025 0,125 - 0,10 − Pb 2+ + 2I PbI2 ↓ 0,05 0,10 - - Trong dung dịch có đồng thời hai kết tủa AgI ↓ và PbI2 ↓ − AgI ↓ → Ag+ + I ; Ks1 = 1.10-16 (3) − PbI2 ↓ → Pb2+ + 2 I ; Ks2 = 1.10-7,86 (4) Ks1 << Ks2, vậy trong dung dịch cân bằng (4) là chủ yếu. Sự tạo phức hiđroxo của Pb là không đáng kể vì có H+ dư: 2+ Pb2+ + H2O → PbOH + H+ ; K2 = 10-7,8 [ ] PbOH + 10 −7 ,8 = [ = 10 −6,8 → PbOH + << Pb 2+] [ ] [ Pb ] 2+ 10 −1 − Trong dung dịch PbI2↓ → Pb2+ + 2 I Ks2 = 1.10-7,86 x 2x 2 -7,86 -3 − (2x) x = 10 x = 1,51.10 M 2x = [I ] = 2,302 . 10-3M [Ag ] = K ] = 3102.10 −16 + .10 s1 = 3,31.10 −14 M . [I , − −3 E của cực Ag trong dung dịch A: Ag+ + e ? Ag [ ] E 1 = E 0 + + 0,0592 lg Ag + = 0,799 + 0,0592 lg 3,31.10 −14 Ag Ag E 1 = 0,001V − Dung dịch X: Ag+ + SCN → AgSCN↓ ; 1012,0 0,010 0,040 - 0,030 0,010 − AgSCN↓ → Ag+ + SCN ; 10-12,0 0,030 x (0,030 + x)
  7. x0,030 + x) = 10-12 [ + ] Ag = x = 10 −12 3x10 −2 = 3,33.10 −11 [ ] E 2 = 0,799 + 0,0592 lg Ag + = 0,799 + 0,0592 lg 3,33.10 −11 E 2 = 0,179V Vì E2 > E1 , ta có pin gồm cực Ag trong X là cực + , cực Ag trong B là cực – S ơ đồ pin: (-) Ag AgI↓ AgSCN↓ Ag (+) − PbI2↓ SCN 0,03 M b) Epin = 0,179 – 0,001 = 0,178V c) Phương trình phản ứng: Ag + I– → AgI↓ + e AgSCN + e → Ag↓ + SCN– AgSCN + I– ? Ag↓ + SCN– K = KsAgSCN –12 d) = 10 = 104 KsAgI 10–16 3. a) Khi thêm lượng nhỏ NaOH vào dung dịch B , có thể xảy ra 3 trường hợp: - Lượng NaOH quá ít không đủ để trung hoà HNO3: Sự tạo phức hiđroxo của Pb2+ vẫn không đáng kể, do đó Epin không thay đổi. - Lượng NaOH đủ để trung hoà HNO3: Có sự tạo phức hiđroxo của Pb2+ do đó [Pb2+] giảm, Nồng độ I - sẽ tăng lên, do đó nồng độ Ag+ giảm xuống, E1 giảm ; vậy Epin tăng. - Lượng NaOH đủ dư để trung hoà hết HNO3 và hoà tan PbI2 tạo thành PbO2–, do đó [Pb2+] giảm và Epin tăng. PbI2 + 4 OH– → PbO2– + 2 H2O + 2 I– b) Thêm ít Fe vào dung dịch X: 3+ Fe 3+ + SCN → FeSCN2+ – Nồng độ ion SCN– giảm, do đó nồng độ ion Ag+ tăng, E2 tăng → Epin tăng Bài 38 : ở pH = 0 và ở 25 oC thế điện cực tiêu chuẩn Eo của một số cặp oxi hoá - khử được cho như sau: − − − 2IO4 / I2 (r) 1,31 V ; 2IO3 / I2 (r) 1,19 V ; 2HIO/ I2 (r) 1,45 V ; I2 (r)/ 2I 0,54 V. (r) chỉ chất ở trạng thái rắn. 1. Viết phương trình nửa phản ứng oxi hoá - khử của các cặp đã cho. − − − 2. Tính Eo của các cặp IO4 / IO3 và IO3 / HIO 3. Về phương diện nhiệt động học thì các dạng oxi hoá - khử nào là bền, các dạng nào là không bền? Tại sao? 4. Thêm 0,40 mol KI vào 1 lít dung dịch KMnO4 0,24 M ở pH = 0 a) Tính thành phần của hỗn hợp sau phản ứng. b) Tính thế của điện cực platin nhúng trong hỗn hợp thu được so với điện cực calomen bão hoà. − 5. Tính Eo của cặp IO3 / I2(H2O). I2(H2O) chỉ iốt tan 0 trong nước. Cho biết: E MnO-4 /Mn 2+ =1,51V ; E của điện cực calomen bão hoà bằng 0,244 V ; ở 25oC, RT ln = 0,0592 lg ; Độ tan của iốt trong nước bằng 5,0.10 4 M. − ĐA : F 2. 1,125 V − 3. Vì E IO3 / HIO < Eo HIO/ I2 ; nên HIO sẽ tự oxi hoá - khử 0 − − Vậy dạng kém bền nhất về mặt nhiệt động học là HIO, các dạng khác: IO4 , IO3 , − I2, I đều bền ở pH = 0. − 4. a . Thành phần hỗn hợp sau phản ứng: IO3 0,16 M ; Mn2+ 0,24 M ; I2 (H2O) 5. −4 10 M ; I2 (r) 0,12 M ; pH = 0.
  8. b. E so với điện cực calomen bão hoà: 1,18 − 0,244 = 0,936 V 5. 1,17 V
Đồng bộ tài khoản