DUNG DỊCH ĐIỆN LY

Chia sẻ: sonquan1421988

Điện ly là sự phân ly của một chất có liên kết ion hoặc liên kết cộng hoá trị phân cực thành các ion riêng rẽ trong môi trường nước. Phân tử nước bị phân cực thành hai đầu âm và dương do nguyên tử oxi có độ âm điện lớn hơn nguyên tử hidro, cặp electron dùng chung bị lệch về phía oxi. Vì thế đã tách các chất cũng có tính phân cực ra thành các ion, ion dương tách ra bởi nguyên tử oxi (mang điện âm) còn ion âm được tách ra bởi nguyên tử hidro...

Bạn đang xem 20 trang mẫu tài liệu này, vui lòng download file gốc để xem toàn bộ.

Nội dung Text: DUNG DỊCH ĐIỆN LY

CHƢƠNG 5

DUNG DỊCH ĐIỆN
LY



1
Nội dung

5.1. Tính bất thường của dung dịch điện ly
5.2. Thuyết điện ly
5.3. Độ điện ly – Hằng số điện ly
5.4. Sự solvat hóa các ion
5.5. Hoạt độ và hệ số hoạt độ
5.6. Lực ion
5.7. Bài tập



2
5.1. Tính bất thường của dung dịch điện ly




P
Thực nghiệm Lý thuyết


Ts
Phát hiện – Điều chỉnh


ACID – BAZ – MUỐI Arrhenius Van’t Hoff
3
5.1. Tính bất thường của dung dịch điện ly


Hệ số điều chỉnh i
Van’t Hoff

T i.K.Cm ΔPtn ΔTS, tn ΔTD,tn π tn
i
ΔPlt ΔTS, lt ΔTD,lt π lt
π i.C.R.T

 i phụ thuộc vào bản chất và nồng độ chất tan
 Trong dung dịch loãng, có giá trị từ 2 – 4
4
5.2. Thuyết điện ly



Thuyết điện ly




Thuyết điện ly Thuyết điện ly
Arrhenius hiện đại



5
5.2. Thuyết điện ly


Thuyết điện ly Arrhenius


Bất thƣờng Giải thích Arrhenius


do

không giải thích đƣợc khả
năng dẫn điện khác nhau
và nguyên nhân. Quá trình điện ly

6
5.2. Thuyết điện ly


Thuyết điện ly Arrhenius


Arrhenius cho rằng:
Khi hòa tan trong nƣớc các dung dịch bị phân ly thành các phần tử
nhỏ hơn mang điện tích gọi là các ion. Ion dƣơng gọi là cation và ion
tích điện âm đƣợc gọi là anion.




7
5.2. Thuyết điện ly


Thuyết điện ly hiện đại




Sự điện ly là do có tác dụng tƣơng hỗ giữa
chất điện ly và các phân tử dung môi để
tạo thành các ion bị solvat hóa.




8
5.2. Thuyết điện ly


Thuyết điện ly hiện đại
Ví dụ
NaCl + mH2O = Na+.nH2O + Cl-.(m - n)H2O




9
5.2. Thuyết điện ly


Phân lọai chất điện ly



Chất điện ly




Chất điện ly mạnh Chất điện ly yếu

10
5.3. Độ điện ly và hằng số điện ly


Hằng số điện ly - K




n m m n
A B
KD
A mB n
11
5.3. Độ điện ly và hằng số điện ly


Độ điện ly -




n Trong đó:
hay α
n0 n : là số phân tử phân ly

12
n0 : là số phân tử ban đầu hòa tan.
5.3. Độ điện ly và hằng số điện ly

Hệ số Van’t Hoff:
i = 1 + (v - 1)α


i 1 T i.K.Cm
α
ν 1
π i.C.R.T
Với = m + n


13
5.4. Hoạt độ - Hệ số hoạt độ


 Dung dịch rất loãng, dung dịch chất điện ly yếu giống dung dịch lý
tƣởng.
 Dung dịch có nồng độ cao hơn không sử dụng đƣợc nhƣ dung dịch
lý tƣởng. Do đó, cần hiệu chỉnh:
+ Nồng độ  Hoạt độ
+ Áp suất  Hoạt áp.




14
5.4. Hoạt độ - Hệ số hoạt độ


Xét quá trình phân ly của M +A -:
M +A - = +M + -A

Trong đó:
= + + -: chỉ số trong công thức chất M +A -

a , a+,a-: hoạt độ trung bình, hoạt độ ion của ion M + và A -

Gọi:
m , m+,m-: molan trung bình và molan thành phần của ion M + và A -

, +, -: hệ số hoạt độ trung bình, ion của ion M + và A -


15
5.4. Hoạt độ - Hệ số hoạt độ

Ta có: a+ = +. m+; a- = -. m- ; a = .m


a a ν .a ν
Hoạt độ chất điện ly hòa tan:
1
Đặc trƣng cho sự củalệch là:
Molan trung bình sai ion nồng m mν .m ν ν
độ dung dịch so với lý tƣởng
1
Hoạt độ trung bình của ion là: a a .a
1
Hệ số hoạt độ trung bình của ion là: .
16
5.5. Lực ion


Định nghĩa




Là một nửa tổng của tích số nồng độ của mỗi ion
với bình phƣơng của số điện tích (hóa trị) của tất
cả các ion có mặt trong dung dịch.



17
5.5. Lực ion


Công thức


1 1
Im mi Z 2
i
IC Ci Z i2
2 2


Trong đó:
i - ký hiệu của tất cả các ion trong dung dịch
mi hay Ci - nồng độ thực của các ion

18
CHƢƠNG 6


ĐIỆN HÓA HỌC



19
Nội dung


6.1. Khái niệm cơ bản
6.2. Độ dẫn điện
6.3. Linh độ ion và linh độ ion H+ - OH-
6.4. Độ dẫn điện của dung dịch điện ly trong dung môi khác
6.5. Số chuyển vận của các ion
6.6. Phƣơng pháp đo độ dẫn điện và ứng dụng
6.7. Bài tập

20
6.1. Khái niệm cơ bản
6.1.1. Vận chuyển điện tích


Vật thể cùng loại Vật thể khác loại

Ion – ion Ion – điện tử

Điện tử - điện tử Điện tử - ion

Khi dẫn điện, tại bề mặt tiếp xúc


Thay đổi thành phần hóa học


Phản ứng hóa học xảy ra
21
6.1. Khái niệm cơ bản

6.1.2. Phân loại dây dẫn

Dựa vào bản chất dẫn điện,
FARADAY chia thành 2 loại


Dây dẫn loại 1 Dây dẫn loại 2


 Những dây làm bằng kim loại (đồng,  Những dung dịch điện ly, chất
bạc, nhôm…) hay bán dẫn. điện ly nóng chảy, các khí ion
 Dẫn điện do sự dịch chuyển của các hóa.
điện tử (electron) và lỗ trống
 Dẫn điện do sự chuyển vận của
các ion.
22
6.1. Khái niệm cơ bản

6.1.3. Sự điện phân

• Cực âm (Catod) • Cực dƣơng (anod)
+ Electron chuyển từ điện cực (nối + Electron chuyển từ ion (trong dung
cực ÂM nguồn điện) đến ion (trong dịch) đến điện cực (nối cực
dung dịch) DƢƠNG nguồn điện)
+ Phản ứng khử xảy ra + Phản ứng khử xảy ra
Cu2+ + 2e = Cu 4OH- = O2 + 2H2O + 4e
Fe3+ + e = Fe2+ Fe2+ = Fe3+ + e
2H2O + 2e = H2 + 2OH- Zn = Zn2+ + 2e

Dây dẫn loại 1 q
Tổng
quá trình (ANOD) Dây dẫn loại 2 q (CATOD)
23
Dây dẫn loại 2
6.1. Khái niệm cơ bản

6.1.4. Định luật Faraday

Định luật Faraday 1

Lƣợng chất thoát ra hay bám lên bề mặt điện cực khi
điện phân, tỷ lệ thuận với điện lƣợng đi qua dung dịch
đó.



m = k0.I.t = k0.q

Trong đó:
q: Điện lƣợng đi qua dung dịch chất điện ly (culông)
I : cƣờng độ dòng điện (A)
t : thời gian (s)
24
k0: hệ số tỉ lệ = Đ/F
6.1. Khái niệm cơ bản

6.1.4. Định luật Faraday


Định luật Faraday 2




Khi cho cùng một điện lƣợng đi qua các dung dịch điện
ly khác nhau thì lƣợng chất thoát ra hay bám lên trên bề
mặt điện cực đó tỷ lệ với đƣơng lƣợng điện hóa của
nó.




25
6.1. Khái niệm cơ bản

6.1.4. Định luật Faraday

Định luật Faraday 1




Để chuyển hóa một đương lượng gam của một chất bất kỳ bằng điện phân
cần một điện lượng bằng chính số FARADAY.



Tức là cho điện lƣợng 1F qua thì thu đƣợc 1 đlg

q = 1F  m = k0x1F = Đ  đƣơng lƣợng điện hóa)
k0 = Đ/F

26
6.1. Khái niệm cơ bản

6.1.4. Định luật Faraday



Một số chuyển đổi đơn vị


1C (culong) = 1 ampe.giây
1F = 26,8 ampe.giờ = 96484,520 96500 C




27
6.2. Độ dẫn điện

6.2.1. Độ dẫn điện riêng

Độ dẫn điện riêng ( -1.cm-1)




Là độ dẫn điện của một dung dịch có thể tích
V = 1cm3, đƣợc đặt giữa hai điện cực phẳng song song có
diện tích nhƣ nhau (cm2) và cách nhau 1 cm.




1 - điện trở riêng, điện trở của
χ dây dẫn dài 1cm, tiết diện 1cm2.

28
ρ
6.2. Độ dẫn điện

6.2.1. Độ dẫn điện riêng


Một số công thức quan hệ

1 
L ; R ρ
R s
Đặt: 
k : hằng số bình điện cực.
s

k.L

29
6.2. Độ dẫn điện
6.2.2. Độ dẫn điện đương lượng


Độ dẫn điện đương lượng
(cm2/đlg. )




Là độ dẫn điện của một thể tích tính theo cm3 chứa đúng
một đƣơng lƣợng gam chất điện ly nằm giữa hai điện
cực phẳng song song cách nhau 1cm.




30
6.2. Độ dẫn điện
6.2.2. Độ dẫn điện đương lượng


Công thức tính:

χ.1000
λ
CN

Trong đó:
CN : nồng độ đƣơng lƣợng
λ : độ dẫn điện đƣơng lƣợng (cm2. -1.đlg-1)




31
6.2. Độ dẫn điện
6.2.2. Độ dẫn điện đương lượng


Đối với chất điện ly mạnh, thích hợp PT thực nghiệm Kohlrausch:


λ λ -A C
Định luật thứ nhất Kohlrausch
Trong đó:



λ : độ dẫn điện đƣơng lƣợng giới hạn (dung dịch vô cùng loãng)
A : giá trị thực nghiệm. Phụ thuộc T, P, dung môi, chất điện ly
32
6.2. Độ dẫn điện
6.2.2. Độ dẫn điện đương lượng


Đối với chất điện ly mạnh (α = 1)



Với chất điện ly yếu khi dung dịch vô cùng loãng:

λ λ λ
Đối với chất điện ly yếu: Định luật thứ hai
Kohlrausch


Trong đó:
, + , - : độ dẫn điện đƣơng lƣợng tới hạn các ion với dung dịch vô
cùng loãng (cm2/ .đlg) 33
6.2. Độ dẫn điện
6.2.2. Độ dẫn điện đương lượng


Đối với chất điện ly yếu:



Khảo sát quá trình phân ly:
AB = A+ + B-
Ta có hằng số phân ly nhƣ sau:


λ2 .C
K
λ λ λ

34
6.2. Độ dẫn điện
6.2.2. Độ dẫn điện đương lượng


Quan hệ giữa - C

Chất điện ly mạnh (PT thực nghiệm Kohlrausch):

λ λ -A C
Chất điện ly yếu, phƣơng trình nghiệm đúng:

1 1 λ.C
λ λ λ 2 .K c

35
6.2. Độ dẫn điện
6.2.2. Độ dẫn điện đương lượng


Định luật giới hạn Debye - Huckel

Định luật giới hạn Debye – Huckel về hệ số hoạt độ (hay phương trình gần đúng
bậc nhất):


lg i A.Zi2 . Ic
Phƣơng trình giới hạn của hệ số hoạt độ trung bình có dạng:



lg A.Z .Z . Ic
36
6.2. Độ dẫn điện
6.2.2. Độ dẫn điện đương lượng


Định luật giới hạn Debye - Huckel

Nếu dùng nồng độ molan, khi dung dịch loãng Ci = mi. o




lg i A.Zi2 . Ic lg i A'.Zi2 . I m

lg A.Z .Z . Ic lg A'.Z .Z . Im

A' A. ρo
Ở 250C, A’ = 0,509 37
6.2. Độ dẫn điện
6.2.2. Độ dẫn điện đương lượng


Định luật giới hạn Debye - Huckel
Ở 250C, sự gần đúng bậc hai có dạng


I I
lg i A.Zi2 . lg A. Z .Z .
1 a.B. I 1 a.B. I




I I
lg i A.Zi2 . lg A. Z .Z .
1 I 1 I
38
6.2. Độ dẫn điện
6.2.2. Độ dẫn điện đương lượng


Định luật giới hạn Debye - Huckel
Khi nồng độ dung dịch lớn hơn, vƣợt quá nồng độ giới hạn của định luật giới hạn
(Pt gần đúng bậc hai):


I I
lg i A.Zi2 . lg A. Z .Z .
1 a.B. I 1 a.B. I

a – đƣờng kính hữu hiệu trung bình ion
Ở 250C: A = 0,509 mol-1/2.dm-1/2
B = 0,329.107 dm1/2.mol-1/2.nm-1
39
6.2. Độ dẫn điện
6.2.2. Độ dẫn điện đương lượng


Phương trình Onsager

Đối với chất điện ly 2 – 1 trong nƣớc, PT Onsager có dạng:


3/2 1/ 2
C
ε.T ε.T .η
- độ thẩm điện môi; - độ nhớt; c – nồng độ


Đối với chất điện ly 1 – 1 trong nƣớc, PT Debye – Onsager:

40 , . C
6.3. Linh độ ion – Linh độ ion H+ - OH-

6.3.1. Khái niệm


 Linh độ ion chính là tốc độ tuyệt đối của các ion, đơn vị
cm2/von.giây.
 Gọi: +, - là tốc độ chuyển động các ion
o+, o- là tốc độ tuyệt đối các ion
Ta có:




: Cƣờng độ điện trƣờng


41
6.3. Linh độ ion – Linh độ ion H+ - OH-

6.3.1. Khái niệm


Áp dụng định luật Ohm và kết hợp một số biểu thức khác, ta đƣợc kết
quả cuối cùng:




Điện ly mạnh:

Điện ly yếu:




42
6.3. Linh độ ion – Linh độ ion H+ - OH-

6.3.2. Linh độ ion của các ion H+ và OH-



 Linh độ của các ion trong dung dịch nƣớc thƣờng có cùng độ lớn
khoảng 6.10-4 cm2/V.s
 Riêng linh độ của H+ và OH- rất lớn:
+ H+: 36,3.10-4 cm2/V.s
+ OH-: 20,5.10-4 cm2/V.s


Nguyên nhân



43
6.4. Độ dẫn điện trong các dung môi khác nước.


 Độ dẫn điện của các dung dịch khác dung môi nƣớc đƣợc xác định qua
các đại lƣợng Cion, tốc độ chuyển vận và bản chất dung môi.
 Thông thƣờng độ dẫn điện của chúng nhỏ hơn so với trong nƣớc, là do
độ phân ly thấp. (ngoại lệ NH3 trong HCN)




44
6.5. Số chuyển vận các ion
6.5.1. Khái niệm

Số chuyển vận các ion (số tải)


Là tỷ số giữa điện lƣợng mang bởi một loại ion nào đó
qua tiết diện của chất điện ly và tổng điện lƣợng đi qua
tiết diện dung dịch điện ly đó.



qi
ti
qi
45
6.5. Số chuyển vận các ion
6.5.1. Khái niệm



Trong dung dịch chứa hai loại ion gồm cation và anion thì:


q v vo λ
t
q q v v vo vo λ λ

q v vo λ
t
q q v v vo vo λ λ


46
6.5. Số chuyển vận các ion
6.5.2. Phương pháp Hittorf xác định số chuyển vận
Mô hình phương pháp Hittorf
Anod Catod
(+) (-)
Vùng I Vùng II Vùng III
++++++ ++++++ ++++++
(A)
______ ______ ______
Ta đƣợc:

na vo λ
5
nc vo λ (B)
++++++
______
++++++
______
++++++
______



-- ++
-- + ++++++ +++++
(C) ++
-- _ ______ _____
++

Anolit 47
Catolit
6.5. Số chuyển vận các ion
6.5.2. Phương pháp Hittorf xác định số chuyển vận


Tính toán theo phương pháp Hittorf

Số vận chuyển của các ion đƣợc xác định theo quan hệ sau:


vo λ na ma
t
vo vo λ λ na nc ma mc

vo λ nc mc
t
vo vo λ λ na nc ma mc
48
6.5. Số chuyển vận các ion
6.5.3. Phương pháp ranh giới di động
Mô hình phương pháp





 MA – chất điện ly cần nghiên cứu
MA
 M’A – chất điện ly chỉ thị
b’
 Mz+ tốc độ chuyển vận lớn hơn M’Z+
x
 Dung dịch không màu đo sự di chuyển
b bằng chỉ số khúc xạ.
M’A




49
+
6.5. Số chuyển vận các ion
6.5.3. Phương pháp ranh giới di động


Tính toán theo phương pháp ranh giới di động

Số vận chuyển của cation đƣợc xác định theo quan hệ sau:

x S FC t– = 1 – t+
t
q
Trong đó:
 x : ranh giới di động, cm.
 S : diện tích tiết diện bình, cm2.
 C : số đlg trong 1 cm3 dung dịch.
Khi dung dịch có nồng độ lớn, độ chính xác không cao
50
6.6. PP đo độ dẫn điện - Ứng dụng
6.6.1. Phương pháp đo độ dẫn điện


b
b



Rx R3
Rc = 1/ .C Rx
G R3
G


a c a c
d R2 d R1
R2 R1


N N


Phƣơng pháp cầu Wheatstone Hiệu chỉnh điện dung
51
6.6. PP đo độ dẫn điện - Ứng dụng
6.6.1. Phương pháp đo độ dẫn điện


Ngƣời ta sử dụng các bình đo đo dẫn điện, thay vì đo và  của điện cực
S

bình thì ngƣời ta đo k = /S thông qua việc đo điện trở của chất đã biết
chính xác độ dẫn điện riêng. Sau đó, tính nhƣ sau:


k
k.L
Rx

Ngƣời ta thƣờng dùng dung dịch điện ly chuẩn KCl

52
6.6. PP đo độ dẫn điện - Ứng dụng
6.6.1. Phương pháp đo độ dẫn điện


Ví dụ 1




Điện trở của dung dịch KCl 0,02N ở 25oC trong một bình đo độ dẫn điện đo
đƣợc là 457 . Biết độ dẫn điện riêng của dung dịch là 0,0028 -1.cm-1. Dùng
bình này đo độ dẫn điện của dung dịch CaCl2 chứa 0,555g CaCl2 trong 1 lít có
giá trị là 1050 . Xác định độ dẫn điện đƣơng lƣợng của dung dịch CaCl2?




53
6.6. PP đo độ dẫn điện - Ứng dụng
6.6.2. Ứng dụng pháp đo độ dẫn



 Trong điện phân, tiết kiệm năng lƣợng và nâng cao chất
lƣợng sản phẩm.
 Hàm lƣợng muối trong các dung dịch.
 Xác định bậc axít
 Xác định độ hòa tan
 Phép định phân điện dẫn trong phân tích.




54
6.6. PP đo độ dẫn điện - Ứng dụng
6.6.2. Ứng dụng pháp đo độ dẫn


Ví dụ
Độ dẫn điện riêng của dung dịch AgCl bão hòa ở 25oC bằng 3,14.10-6 -1.cm-1; độ
dẫn điện riêng của nƣớc cũng ở nhiệt độ trên là 1,60.10-6 -1.cm-1. Biết độ dẫn
điện giới hạn của Ag+ và Cl- là 61,92 và 76,34 cm2/ .đlg. Xác định độ hoà tan và
tích số tan của AgCl ở 250C.


Hƣớng dẫn

Tính AgCl; tính AgCl


χ.1000
λ CN TAgCl = CAg+.CCl-
CN 55
6.6. PP đo độ dẫn điện - Ứng dụng
6.6.2. Ứng dụng pháp đo độ dẫn
Phép định phân điện dẫn

a
c
+ -
H OH


Na+

b
Cl-




VNaOH

56 Chuẩn HCl bằng NaOH
6.6. PP đo độ dẫn điện - Ứng dụng
6.6.2. Ứng dụng pháp đo độ dẫn
Phép định phân điện dẫn




+
c
Ag
NO3–
Cl–
a
b
K+


b'
57 Chuẩn KCl bằng AgNO3
CHƢƠNG 7


PIN – ĐIỆN CỰC
Nội dung


3.1. Pin điện hóa
3.2. Nhiệt động học của pin và điện cực
3.3. Các loại điện cực và Mạch điện hóa
3.4. Ứng dụng của sức điện động
3.5. Nguồn điện hóa học
3.6. Bài tập
3.1. Pin điện hóa

3.1.1. Khái niệm pin điện hóa

Quan sát mô hình sau
(nguyên tố Gavanic Cu – Zn)
3.1. Pin điện hóa
3.1.1. Khái niệm pin điện hóa

Cấu tạo

Nguyên tố gồm hai điện cực


Điện cực kẽm Điện cực đồng

Zn/ZnSO4 Cu/ CuSO4

Hai dung dịch sunfat đƣợc chứa trong những dụng cụ riêng biệt và
tiếp xúc với nhau bằng một cầu muối đó là ống thủy tinh chứa đầy
dung dịch chất dẫn điện Na2SO4. Hai thanh kẽm và đồng đƣợc nối
với nhau bằng dây dẫn kim loại.
3.1. Pin điện hóa

3.1.1. Khái niệm pin điện hóa



Hiện tƣợng

 Kim điện kế G chỉ dòng điện đi từ Cu sang Zn.
 Khối lƣợng Zn giảm, khối lƣợng Cu tăng.
 [ZnSO4+ tăng, *CuSO4] giảm.
3.1. Pin điện hóa

3.1.1. Khái niệm pin điện hóa


Quá trình làm việc

Ở điện cực kẽm (cực âm): xảy ra quá trình oxy hóa, sự khử

Zn Zn+2 + 2e
Ở điện cực đồng (cực dƣơng): xảy ra quá trình khử, sự oxy hóa

Cu+2 + 2e Cu

Tổng phản ứng

Cu+2 + Zn = Cu + Zn2+
3.1. Pin điện hóa

3.1.1. Khái niệm pin điện hóa


Khái niệm PIN



Pin là một hệ biến đổi hoá năng thành điện
năng nhờ phản ứng oxy hóa – khử xảy ra
trên điện cực.
3.1. Pin điện hóa

3.1.1. Khái niệm pin điện hóa



Ký hiệu

Ký hiệu nguyên tố Gavanic đồng - kẽm bằng sơ đồ sau:
(-) Zn/ ZnSO4// CuSO4/ Cu (+)
hay (-) Zn/ Zn+2// Cu2+/ Cu (+)
3.1. Pin điện hóa

3.1.1. Khái niệm pin điện hóa


Quy ƣớc viết ký hiệu Pin

 Điện cực âm viết bên trái, cực dƣơng viết bên phải.
 Ngăn cách điện cực và dung dịch điện ly bằng 1 dấu gạch chéo. (khác
pha). Điện cực gồm nhiều thành phần thì ngăn cách giữa các thành
phần bằng dấu phẩy.
 Ngăn cách 2 dung dịch điện ly bằng 2 dấu gạch chéo (//) hoặc một vạch
3 chấm nếu tại ranh giới có điện thế khuếch tán

.
(-) Zn/ ZnSO4//CuSO4/Cu (+); (-) Zn/ ZnSO4 CuSO4/Cu (+);
(-) Pt/Fe2+(0.10 M),Fe3+(0.20 M)//Ag+(1.0 M)/Ag(+)
3.1. Pin điện hóa

3.1.1. Khái niệm pin điện hóa


Một vài mô hình về Pin điện hóa
3.1. Pin điện hóa

3.1.1. Khái niệm pin điện hóa


Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Ecell = 1.103 V
3.1. Pin điện hóa

3.1.1. Khái niệm pin điện hóa


Pin có điện cực khí
3.1. Pin điện hóa

3.1.1. Khái niệm pin điện hóa


(-)Pt|Fe2+(0.10 M),Fe3+(0.20 M)||Ag+(1.0 M)|Ag(+)
3.1. Pin điện hóa

3.1.2. Thế điện cực


Khảo sát quá trình nhúng thanh kim loại vào dung dịch

Kim loại Kim loại

– + Dung dịch + –
Dung dịch
– + + –

– + + –

– + + –

– + + –

– + + –



μkl μdd μkl μdd

Sự hình thành lớp điện tích kép tại ranh giới điện cực
3.1. Pin điện hóa

3.1.2. Thế điện cực


Kết quả


Hình thành lớp điện tích kép


Tại ranh giới điện cực – dung dịch

Thế điện
Bƣớc nhảy thế (Hiệu điện thế) cực




Sức điện động = bƣớc nhảy thế
3.1. Pin điện hóa

3.1.2. Thế điện cực


Định nghĩa




Thế điện cực của một điện cực là đại lƣợng biểu
diễn bằng sự khác biệt thế của điện cực đó so với
điện cực chuẩn. Ký hiệu: φ.
3.1. Pin điện hóa

3.1.2. Thế điện cực


Điện cực chuẩn


 Điện cực hydro: tấm Pt tráng
muội Pt nhúng vào dung dịch
axít và đƣợc bão hòa khí
hydro.
 Khi hoạt độ = 1; PH2 = 1atm
thì trở thành điện cực hydro
0
chuẩn =φH
0. / H2
3.1. Pin điện hóa

3.1.2. Thế điện cực


Ví dụ  Đo điện cực đồng:
+ Lập pin: (-) Pt,H2 H+ Cu2+ Cu (+)
+ aCu2+ = 1; 250C; đo SĐĐ pin = 0,337V

φ0 2
Cu / Cu
0,337V

 Đo điện cực kẽm:
+ Lập pin: (-) Pt,H2 H+ Zn2+ Zn (+)
+ aZn2+ = 1; 250C; đo SĐĐ pin = -0,7628V

φ0 2
Cu / Cu
0,7628
3.1. Pin điện hóa

3.1.2. Thế điện cực


Phƣơng trình Nernst

Tổng quát hóa đối với quá trình điện cực viết theo chiều oxy hóa:

oxh + ne Kh

Chúng ta có: n : số electron trao đổi
F : hằng số Faraday
RT akh
φ φ0 ln R : hằng số khí
nF aoxh T : nhiệt độ tuyệt đối (K)

Phƣơng trình trên đƣợc gọi là phƣơng trình Nernst viết cho thế điện cực
3.1. Pin điện hóa

3.1.2. Thế điện cực


Phƣơng trình Nernst

Khi T = 298K, R = 8,314 J/mol.K; F = 96500 Culông và ln = 2,3lg ta đƣợc
dạng cụ thể của phƣơng trình Nernst cho phép tính thế điện cực của
một điện cực bất kz ở 250C:



RT akh 0,059 akh
φ φ0 ln φ φ 0
lg
nF aoxy n aoxh
3.1. Pin điện hóa

3.1.2. Thế điện cực


Ví dụ

Chúng ta xét nguyên tố ganvanic đồng - kẽm:
(-) Zn/ Zn2+// Cu2+/ Cu (+)
Xác định thế điện cực của đồng và kẽm??
3.1. Pin điện hóa

3.1.2. Thế điện cực


(-) Zn/ Zn2+// Cu2+/ Cu (+)
Phản ứng điện cực:
+ Cực (-): Zn = Zn2+ + 2e
+ Cực (+): Cu2+ + 2e = Cu

RT 1
φ Cu2 / Cu
φ 0 2 / Cu
Cu
ln
2F CCu 2

RT
φZn2 / Zn
φ0 2
Zn / Zn
ln CZn 2
2F
3.2. Nhiệt động học của Pin và điện cực

3.2.1. Công điện của pin


 Khi làm việc, pin sinh dòng điện tạo ra từ công hữu ích A của phản ứng oxy
hóa – khử.
 Khi pin làm việc thuận nghịch nhiệt động của công chính là công hữu ích
cực đại A’max. Theo nguyên lý 2:
ΔG = A’max Phương trình nhiệt động
 Công điện chuyển hoá 1 mol chất: cơ bản của pin
A’max = q.E = nFE
 Vậy:
ΔG = -nFE

n : số electron trao đổi trong quá trình điện cực.
3.2. Nhiệt động học của Pin và điện cực

3.2.2. Sức điện động của pin


Sức điện động = (thế điện cực dƣơng) – (thế điện cực âm)


Vậy: E = φ+ - φ-

Điều kiện chuẩn: E0 0 0




Chú ý:
[1] vì E > 0 nên φ+> φ-
[2] Cho thế điện cực  cực dƣơng – âm của PIN
3.2. Nhiệt động học của Pin và điện cực

3.2.2. Sức điện động của pin


Ví dụ

Xét nguyên tố ganvanic đồng - kẽm:
(-) Zn/ Zn2+// Cu2+/ Cu (+)
Xác định sức điện động của PIN trên???
3.2. Nhiệt động học của Pin và điện cực

3.2.2. Sức điện động của pin


Sức điện động của nguyên tố ganvanic đồng - kẽm là:

E = φ+ - φ- = φCu - φZn


RT CZn 2
E (φ 0
Cu φ0 )
Zn ln
2F CCu 2

0 RT CZn 2
E E ln
2F CCu 2
3.2. Nhiệt động học của Pin và điện cực

3.2.3. Ảnh hưởng nồng độ đến E - ; PT Nernst


Giả sử phản ứng xảy ra trong pin:
aA + bB = cC + dD
Phƣơng trình Nernst:


RT a c .aD
c
250C 00,059 a c .aDc
E = E0 - lg C c E =E - lg C c
nF a c .aB
A
n a c .aB
A


Trong đó:

E0 0
– 0sức điện động tiêu chuẩn
0 0
, – thế điện cực tiêu chuẩn của điện cực (+) và (-)
3.2. Nhiệt động học của Pin và điện cực

3.2.4. Ảnh hưởng của nhiệt độ


E S kh S oxh S
Đối với sức điện động:
T nF nF

Đối với thế điện cực: S kh S oxh S
T nF nF
Hệ số nhiệt độ

Vậy hệ số nhiệt độ tỉ lệ với sự biến thiên entropy.
Trong khoảng nhiệt độ hẹp, xem không đổi và gần 250C ta có phƣơng
trình quan hệ:

o o d
t 25 t 25
dT
3.2. Nhiệt động học của Pin và điện cực

3.2.5. Khảo sát phản ứng


Khảo sát chiều phản ứng

Cơ sở:

ΔG = - n.F.E

- Nếu E > 0  ΔG < 0: phản ứng xảy ra theo chiều thuận.
- Nếu E < 0  ΔG > 0: phản ứng xảy ra theo chiều ngƣợc lại.
- Nếu E = 0  ΔG = 0: phản ứng cân bằng.
3.2. Nhiệt động học của Pin và điện cực

3.2.5. Khảo sát phản ứng


Quan hệ giữa E – Thông số nhiệt động

 Khi khảo sát một phản ứng, thành lập PIN củua phản ứng đó, tiến
hành đo SỨC ĐiỆN ĐỘNG E.
 Dựa vào quan hệ E – dE/dt với các thông số nhiệt động từ đó ta
tính đƣợc chúng!

G = -nFE
dE
S nF
dT
G = H–T S
3.2. Nhiệt động học của Pin và điện cực

3.2.5. Khảo sát phản ứng


Ví dụ Khảo sát phản ứng clo hóa bạc:
Ag + ½ Cl2 = AgCl
Ta lập Pin: (-) Ag,AgCl/HCl/Cl2,Pt (+)
+ Cực âm: Ag + Cl- - e = AgCl (r)
+ Cực dƣơng: ½ Cl2 + e = Cl-
Đo sức điện động pin này: E = 1,132V (ở 250C)
Đo hệ số nhiệt độ: dE/dT = -0,000477V/K
Tính:
G = -nFE = 26.100 cal
S = nF.dE/dT = -11 cal/K
H = -29.380 cal
3.2. Nhiệt động học của Pin và điện cực

3.2.6. Hệ thức Luther


Xét phản ứng:
Mh+ + he = M (1) G1 = -hF h

Mn+ + ne = M (2) G2 = -nF n

Mh+ + (h-n)e = Mn+ (3) G3 = -(h-n)F h/n

Ta có : (3) = (1) - (2)
Do đó: G3 = G1 - G2
Hay:

(h-n) h/n = h h - n n (Hệ thức Luther)
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực loại 1 Điện cực calomel

Điện cực loại 2

Điện cực Ag - AgCl
Điện cực Điện cực loại 3


Điện cực khí

Điện cực hỗn hống

Điện cực oxh-kh
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Nội dung cần nắm đối với một điện cực


 Định nghĩa điện cực
 Ký hiệu điện cực
 Phản ứng xảy ra trên điện cực
 Phƣơng trình Nernst áp dụng tính thế
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực

Điện cực loại 1

Định nghĩa Kim loại (á kim) nhúng dung dịch chứa ion của kim loại (á kim) đó

Ký hiệu Mn+/ M hoặc An-/ A

Phản ứng điện cực: Mn+ + ne = M; A + ne = An-

PT Nernst: RT aM RT
φMn /M
φMn /M
0
ln φMn /M
0
lnaMn
nF aMn nF

RT a A n- RT
φ A/A n- φ 0 /A n-
A
ln φ 0 /A n-
A
lna A n-
nF aA nF
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực

Điện cực loại 1

Ví dụ: Điện cực đồng: Cu2+/Cu
Phản ứng điện cực: Cu2+ + 2e = Cu
Phƣơng trình Nernst ở 250C:


RT 1 0,059
φ Cu2 /Cu
φ 0 u2
C /Cu
lg φ 0 u2
C /Cu
lgaCu2
nF a Cun 2
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực loại 1




Cu2+/Cu
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực

Điện cực loại 2

Định nghĩa Kim loại M đƣợc phủ một hợp chất khó tan (muối, oxit hay
hydroxit) của kim loại đó và nhúng vào dung dịch chứa anion của
hợp chất khó tan đó.

Ký hiệu An-/ MA/ M

Phản ứng điện cực: MA + ne = M + An-

PT Nernst: 0 RT
φMA/M,An φMA/M,An lnaAn
nF
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực loại 2



Bao gồm

*1+ Điện cực Calomel : Pt, Hg/ Hg2Cl2/ Cl-
*2+ Điện cực bạc – clorua bạc : Ag/ AgCl/ Cl-
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực loại 2

Điện cực Calomel

Ký hiệu Pt, Hg/ Hg2Cl2/ Cl–

Phản ứng điện cực: Hg2Cl2 + 2e = 2Hg + 2Cl–


PT Nernst:
φCal φ0
Cal 0,059lgaCl 0,2678 0,059lgaCl
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực loại 2

Điện cực Bạc – Bạc clorua

Ký hiệu Cl– / AgCl / Ag

Phản ứng điện cực: AgCl + e = Ag + Cl–


PT Nernst:

φAgCl/Ag,Cl- φ0
AgCl/Ag,Cl-
0,059lgaCl 0,2224 0,059lgaCl
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực loại 2




Điện cực bạc – iodua bạc
Ag/ AgI/ I-
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực loại 2

Ví dụ: Điện cực antimoine: OH- / Sb2O3 / Sb
Phản ứng điện cực: Sb2O3 + 3H2O + 6e = 2Sb + 6OH–
Phƣơng trình Nernst ở 250C:

φSb O /Sb, OH- φ0 O /Sb, OH-
Sb
0,059lgaOH-
2 3 2 3


φ0 O /Sb, OH-
Sb
0,059lgKH2O 0,059lgaH
2 3


0,145 0,059pH
Đo pH
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực loại 3

Định nghĩa Kim loại tiếp xúc với hai muối khó tan có chung anion, đƣợc nhúng
vào dung dịch chứa cation của muối khó tan thứ hai.

Ký hiệu M‘n+/ M’A, MA/ M (Muối MA có độ tan nhỏ hơn M‘A)


Phản ứng điện cực
Tuz loại phản ứng
PT Nernst
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực loại 3

Ví dụ: Điện cực: Ca2+/ CaCO3, PbCO3 / Pb
Phản ứng điện cực: PbCO3 + Ca2+ + 2e = Pb + CaCO3
PbCO3 có độ tan nhỏ hơn CaCO3 (TPbCO3 < TCaCO3)
Phƣơng trình thế điện cực:
0 RT
φ φ ln aCa2
2F
0 RT RT RT
φPb/Pb 2 ln TPbCO 3 ln TCaCO3 ln aCa2
2F 2F 2F
0 RT
φPb/Pb 2 ln aPb 2
nF
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực khí

Định nghĩa Kim loại trơ tiếp xúc đồng thời với khí và dung dịch chứa ion khí
này (Kim loại trơ thường là Pt).



Bao gồm

*1+ Điện cực hydro : H+ / H2, Pt
*2+ Điện cực oxy : OH– / O2, Pt
*3+ Điện cực clo : Cl– /Cl2, Pt
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực khí

Điện cực khí hydro


Ký hiệu Pt, H2 / H+


Phản ứng điện cực 2H+ + 2e = H2
2
0 RT a H
PT Nernst ln
H /H 2 H /H 2
nF PH 2 PH2 = 1atm

0,059 0,059 pH
φH /H2
0,059pH lgPH2 H /H 2
2
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực

Điện cực khí

Điện cực khí oxy


Ký hiệu OH– /O2, Pt


Phản ứng điện cực O2 + 2H2O + 4e = 4OH–

PT Nernst
RT PO2
φOH /O 2
φ0 /O
OH
ln 4
2
4F aOH
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực khí

Điện cực khí Clo


Ký hiệu Cl– / Cl2, Pt


Phản ứng điện cực Cl2 + 2e = 2Cl–

PT Nernst
RT PCl2
φCl /Cl φ0 /Cl
Cl
ln 2
2 2
2F aCl
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực khí
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực hỗn hống (amalgam)

Định nghĩa Hệ gồm hỗn hống của kim loại tiếp xúc với dung dịch chứa ion kim
lại đó.

Ký hiệu Mn+ / M (Hg)


Phản ứng điện cực Mn+ + ne = M (Hg)


PT Nernst 0 RT aM(Hg)
φMn /M, (Hg)
φMn /M, (Hg) ln
nF aMn
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực hỗn hống

Ví dụ: Điện cực hỗn hống cadimi:
Ký hiệu điện cực: Cd2+ / Cd (Hg)
Phản ứng điện cực: Cd2+ + 2e = Cd (Hg)
Thế:
RT aCd(Hg)
φCd2 /Cd,Hg
φ0 d2 /Cd,Hg
C
ln
nF aCd2

Ứng dụng Điện cực này (12,5% Cd) chế tạo pin Weston – Sức điện động không
đổi.
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực oxy hóa khử - Redox

Định nghĩa Hệ gồm kim loại trơ (Pt) nhúng vào dung dịch chứa đồng thời hai
dạng oxy hóa khử.

Ký hiệu Oxh / kh,Pt


Phản ứng điện cực Oxh + ne = Kh


PT Nernst RT akh
φoxh/kh φ0
oxh/kh ln
nF aoxh
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực oxy hóa khử - Redox


Một số điện cực thông dụng:
+ Điện cực đơn giản: Pt, Fe2+/ Fe3+
+ Điện cực phức tạp: Pt, Mn2+/ MnO4-, H+
+ Điện cực quinhidron: Pt, C6H4(OH)2/ C6H4O2
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực oxy hóa khử - Redox

Điện cực đơn giản: không thay đổi thành phần các ion

Ký hiệu: Fe3+/ Fe2+, Pt
Phản ứng điện cực: Fe3+ + e = Fe2+
Thế:

0 RT aFe2
φFe3 /Fe2 ,Pt
φ lg
Fe3 /Fe2 ,Pt 1F aFe3
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực

Điện cực oxy hóa khử - Redox


Điện cực phức tạp: có thay đổi thành phần các chất


Ký hiệu: MnO4-,H+ / Mn2+, Pt
Phản ứng điện cực: MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
Thế:
RT aMn2
φMnO /Mn2 ,Pt
φ 0
lg 2
4 ,H MnO 4 ,H /Mn2 ,Pt 5F aMnO .aH
4
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực oxy hóa khử - Redox

Điện cực quinhidron:

Quinhidron C6H4O2.C6H4(OH)2 là hỗn hợp đồng phân tử của quinon
C6H4O2 (Q) và hidroquinon C6H4(OH)2 (QH2)

Điện cực: Pt, C6H4(OH)2/C6H4O2
Phản ứng điện cực:
C6H4O2 + 2H+ + 2e = C6H4(OH)2
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực


Điện cực oxy hóa khử - Redox

Điện cực quinhidron:

C6H4O2 + 2H+ + 2e = C6H4(OH)2
O OH




+ 2H+ + 2e



O OH
Quinon (Q) Hidronquinon (QH2)
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.1. Phân loại điện cực

Điện cực oxy hóa khử - Redox

Điện cực quinhidron:
RT aQH2 RT RT aQH2
PT Nernst φquinh φ0 ln φ0 lnaH ln
quinh 2 quinh
2F aQ .aH F 2F aQ

Khi aQ /aQH2 = 1 thì:
RT Ở 250C:
φquinh φ0
quinh 2,303 pH
F
φ quinh 0,69976 0,059pH

Điện cực này dùng nhƣ điện cực chỉ thị đo pH dung dịch
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.2. Mạch điện hóa

Mạch Hoá học

Trong mạch này, pin đƣợc hình thành từ các điện cực khác nhau về
bản chất hóa học, gây ra dòng điện trong mạch.


Ví dụ:
Pin Jacobi – Daniell: (-) Zn / Zn2+ (C1) // Cu2+ (C2) / Cu (+)
Mạch với dd điện phân: (-) Zn / ZnCl2//Hg2Cl2 / Hg, Pt (+)
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.2. Mạch điện hóa

Mạch Hoá học


Ví dụ: Pin Jacobi – Daniell: (-) Zn/ Zn2+ (a1) // Cu2+ (a2) / Cu (+)


Phản ứng cực âm: Zn - 2e = Zn2+
Phản ứng cực dƣơng: Cu2+ + 2e = Cu
Phản ứng mạch: Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+
Sức điện động (250C):

0,059 a1
E E0
Cu/Zn lg
2 a2
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.2. Mạch điện hóa

Mạch Hoá học


Ví dụ: Mạch với dd điện phân: (-) Zn / ZnCl2 // Hg2Cl2 / Hg, Pt (+)


Phản ứng cực âm: Zn - 2e = Zn2+
Phản ứng cực dƣơng: Hg2Cl2 + 2e = 2Hg + 2Cl-
Phản ứng mạch: Zn + Hg2Cl2 = 2Hg + ZnCl2
Sức điện động:

0,059
E E0 lgaZnCl2
2
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.2. Mạch điện hóa


Mạch nồng độ

Trong mạch này, hai điện cực giống nhau về bản chất hóa học nhƣng
khác nhau về hoạt độ của dung dịch điện cực.


Ví dụ:
Mạch chứa pin: (-) Ag / AgNO3 (a’ ) // AgNO3 (a” ) / Ag (+)
Mạch chứa pin : (-) (Hg) Cd (a1) / CdSO4 / Cd (a2) (Hg) (+)
Mạch chứa pin: (-) Pt, H2 (P1) / HCl / H2 (P2), Pt (+) (P1 > P2)
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.2. Mạch điện hóa


Mạch nồng độ
Ví dụ: Mạch chứa pin: (-) Ag/ AgNO3 (a’ ) // AgNO3 (a” ) / Ag (+)
0,059 a' a"
E E0 lg 0,059lg
1 a" a'
Mạch chứa pin : (-) (Hg) Cd (a1) / CdSO4 / Cd (a2) (Hg) (+)

0,059 a 2 0,059 a1
E E0 lg lg
2 a1 2 a2
Mạch chứa pin: (-) Pt, H2 (P1) / HCl / H2 (P2), Pt (+) (P1 > P2)

0,059 P2 0,059 P1
E E0 lg lg
2 P1 2 P2
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.2. Mạch điện hóa


Mạch có tải

Mạch có tải là mạch mà hai điện cực có hai dung dịch tiếp xúc với
nhau qua màng ngăn.
Tại ranh giới (ký hiệu dấu 3 chấm), các ion di chuyển là xuất hiện
thế khuếch tán.


Ví dụ: (-) Zn/ ZnSO4 CuSO4/ Cu (+)

(-) Ag/ AgNO3 AgNO3/ Ag (+)
3.3. Các loại điện cực – Mạch điện hóa

3.3.2. Mạch điện hóa


Mạch không tải


Là mạch trong đó có 2 điện cực cùng đƣợc nhúng vào trong một dung
dịch hay 2 dung dịch đƣợc tách ra khỏi nhau.

Ví dụ: (-) Pt, H2 / HCl / Cl2, Pt (+)
3.4. Ứng dụng của sức điện động



Đo pH thông qua sức điện động của pin


Chuẩn độ điện thế


Xác định các đại lượng hóa lý: số tải, tích số
tan, hệ số hoạt độ…
3.4. Ứng dụng của sức điện động

3.4.1. Đo pH của dung dịch


Nguyên tắc

Đo sức điện động của pin
gồm hai điện cực


Điện cực so sánh có thế Điện cực chỉ thị: điện cực có thế
điện cực đã biết phụ thuộc vào pH của dung dịch

 Điện cực Calomen  Điện cực hydro
 Điện cực bạc - clorua bạc  Điện cực quinhidron
3.4. Ứng dụng của sức điện động

3.4.1. Đo pH của dung dịch


Điện cực chỉ thị là điện cực hydro

PIN: (-) Pt, H2 / H+ // KCl / Hg2Cl2, Hg (+)

E= - E cal
Cal hydro pH
0,059

Điện cực chỉ thị là điện cực quinhydron

PIN: (-) Hg, Hg2Cl2 / KCl // H+ (x), C6H4O2, C6H4(OH)2 / Pt (+)

0
Quinh cal E
E= quinh - cal pH
0,059
3.4. Ứng dụng của sức điện động

3.4.2. Chuẩn độ điện thế


Nguyên tắc

Xét phản ứng chuẩn độ

Lập pin trên cơ sở phản ứng chuẩn độ

Lập công thức sức điện động

Tính đƣợc nồng độ điểm tƣơng đƣơng


Suy ra kết quả chuẩn độ
3.4. Ứng dụng của sức điện động

3.4.2. Chuẩn độ điện thế


Phản ứng trung hòa


Khảo sát chuẩn độ HCl bằng NaOH, ta có phản ứng sau:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
Lập Pin: (-) Pt, H2 / HCl (x) // KCl / Hg2Cl2, Hg (+)
Sức điện động:

E φcal φhydro φcal - 0,059lgaH
3.4. Ứng dụng của sức điện động

3.4.2. Chuẩn độ điện thế


Phản ứng trung hòa

 Trong suốt quá trình chuẩn độ, ta đo E/ V

sức điện động E. E= V)


 Xây dựng đƣờng cong:
E = (VNaOH); E/ V = (VNaOH);
 Tại điểm tƣơng đƣơng, ta quan sát
bƣớc thế.
E/ V = V)

Vtđ V
3.4. Ứng dụng của sức điện động

3.4.2. Chuẩn độ điện thế


Phản ứng kết tủa


Khảo sát chuẩn độ KCl bằng AgNO3, ta có phản ứng sau:
KCl + AgNO3 = AgCl + KNO3
Lập Pin: (-) Hg, Hg2Cl2 / KCl // KCl (x) / AgCl, Ag (+)
Sức điện động:

E φAgCl / Ag,Cl φcal φo / Ag,Cl
AgCl
φcal - 0,059lgaCl
3.4. Ứng dụng của sức điện động

3.4.2. Chuẩn độ điện thế


Phản ứng kết tủa


Ngƣợc lại, chuẩn độ AgNO3 bằng KCl, ta có phản ứng sau:
AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3
Lập pin: (-) Ag, AgNO3 // KCl / Hg2Cl2, Hg (+)
Sức điện động:

E φcal φAg / Ag φcal φo
Ag / Ag
0,059lgaAg
3.4. Ứng dụng của sức điện động

3.4.3. Xác định tích số tan của muối khó tan


Xác định TAgCl


Lập pin: (-)Ag, AgCl / HCl / Cl2, Pt (+)
Phản ứng trong pin:
½ Cl2 + Ag = AgCl
Sức điện động của pin:

E φCl /Cl φAgCl/Ag,Cl-
2



φ0 /Cl
Cl
φo
AgCl/Ag,Cl-
0,059 lg TAgCl
2
CHƢƠNG 8


NGUỒN ĐIỆN – ĐỘNG HỌC CÁC
QUÁ TRÌNH ĐiỆN HÓA
Nội dung


8.1. Nguồn điện hóa học
8.2. Quá trình điện phân
8.3. Quá thế
8.4. Ứng dụng phép điện phân
8.5. Bài tập
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.1. Mở đầu




Phản ứng oxy hóa khử




Điện năng
Mạch điện hóa

Nguồn điện Thực tế
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.1. Mở đầu


Nguồn điện Thực tế


Yêu cầu

 Sức điện động lớn, ổn định
 Dung lƣợng riêng lớn: dự trữ năng lƣợng lớn.
 Công suất riêng cao nhất: nguồn cung cấp NL lớn nhất trong một
đơn vi thời gian.
 Khả năng tự phóng điện nhỏ
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.1. Mở đầu



Phân loại



Nguồn điện sơ cấp Nguồn điện thứ cấp Nguồn điện liên tục
(Pin) (Acquy) (Pin nhiên liệu)



Đặc điểm

Làm việc 1 lần Làm việc nhiều lần Làm việc liên tục
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.2. Nguồn điện sơ cấp – Pin




Pin là loại nguyên tố gavanic hoạt động chỉ một vòng, nghĩa là khi nó
phóng hết điện chúng ta không thể khôi phục lại khả năng phóng điện
của nó.
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.2. Nguồn điện sơ cấp – Pin


Khảo sát pin KẼM - MANGAN
C (+)
Nắp nhựa




Vỏ NH4Cl
Zn (-) (20%)
+ ZnCl2




MnO2




Mô hình Pin khô Le Clanché
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.2. Nguồn điện sơ cấp – Pin

(-) Zn / NH4Cl,ZnCl2 / MnO2, C(+)

 Cực âm (vỏ kẽm):
Epin =1,6V
Zn - 2e = Zn2+
 Cực dƣơng:
2MnO2 + H2O + 2e = Mn2O3 + 2OH-
OH- sinh ra tạo phản ứng không thuận nghịch:
OH- + NH4+  NH3 + H2O
Và: 2NH3 + Zn2+ + 2Cl-  [Zn(NH3)2]Cl2
Phản ứng PIN:
Zn + 2NH4Cl + 2MnO2 = [Zn(NH3)2]Cl2 + Mn2O3 + H2O
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.2. Nguồn điện sơ cấp – Pin


Một số pin khác


 Pin Kẽm – không khí: (-) Zn / NaOH / O2 / C (+) có Epin = 1,4V
Zn + NaOH + ½ O2  NaHZnO2
 Pin oxýt thuỷ ngân: (-) Zn / KOH / HgO, C (+)
HgO + Zn + 2KOH = Hg + K2ZnO2 + H2O
 Pin magiê – bạc: (-) Mg / MgCl2 / AgCl, Ag (+)
2AgCl + Mg = 2Ag + MgCl2
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.3. Nguồn điện thức cấp – Ắc quy



Ắc quy là loại nguyên tố gavanic hoạt động thuận nghịch và nhiều
vòng, có thể phục hồi khả năng phóng điện bằng cách cho dòng điện
bên ngoài chạy qua (nạp điện)



Ví dụ
+ Acquy axít: acquy chì
+ Acquy kiềm: acquy niken - cadimi
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.3. Nguồn điện thức cấp – Ắc quy


ACQUY AXÍT (hay acquy chì)

(-) Pb, PbSO4 / H2SO4 (25-30%) / PbO2, Pb (+)


Khi đổ dung dịch điện ly vào ắc quy thì xảy ra phản ứng giữa các điện
cực và dung dịch điện ly làm cho điện cực phủ một lớp PbSO4:
Pb + H2SO4 = PbSO4 + H2O
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.3. Nguồn điện thức cấp – Ắc quy


Hoạt động ắc quy chì


 Điện cực âm: PbSO4 + 2e  Pb + SO4-2
Nạp điện  Điện cực dƣơng:
PbSO4 - 2e + 2H2O  PbO2 + SO4-2 + 4H+
 Toàn bộ hệ thống:
2PbSO4 + 2H2O = Pb + PbO2 + 2H2SO4

Kết quả: Cực âm: PbSO4  Chì xốp (hoạt động)
Cực dƣơng: PbO2
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.3. Nguồn điện thức cấp – Ắc quy



Hoạt động ắc quy chì


 Điện cực âm: Pb + SO4-2 – 2e  PbSO4
 Điện cực dƣơng:
Phóng điện
PbO2 + 4H+ + SO4-2 + 2e  PbSO4 + 2H2O
 Toàn bộ hệ thống:
Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.3. Nguồn điện thức cấp – Ắc quy


Sức điện động ắc quy chì
2 3
0 RT aH2SO 4 0 RT .4m3
E E ln 2 E ln 2
nF aH2O F aH2O

Trong acquy chì, ngƣời ta dùng axít rất đặc nên hoạt độ của nƣớc không
phải là hằng số mà là: aH2O = P/P0; còn đối với axít:
2
aH2SO 4 aH .aSO2 a3 2
.4m3
4



Ở 250C: E0 = 0
+ - 0
- = 1,685 – (-0,352) = 2,037V

Nếu dùng H2SO4 27,3% (m = 3,83) thì = 0,165 và aH2O = 0,7 thì E = 2,047V
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.3. Nguồn điện thức cấp – Ắc quy


ACQUY KIỀM (hay acquy niken – cadimi)

(-) Cd/ Cd(OH)2, KOH (20%) // KOH (20%), Ni(OH)2 , Ni(OH)3 / Ni (+)

Phóng
Phản ứng điện cực: Cd + 2OH- - 2e Cd(OH)2
Nạp
Phóng
2Ni(OH)3 + 2e Ni(OH)2 + 2OH-
Nạp

Phản ứng tổng trong mạch:
Phóng
Cd + 2Ni(OH)3 Cd(OH)2 + Ni(OH)2
Epin = 1,36V Nạp
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.3. Nguồn điện thức cấp – Ắc quy


Một số acquy kiềm khác

Ngƣời ta thay Cd bằng Fe của acquy trên đƣợc acquy kiềm sắt–niken
Một loại acquy mới và rất tốt là acquy bạc – kẽm nhƣ sau:


(-) Zn / Zn(OK)2, KOH (40%) / AgO, Ag (+)

Phản ứng tổng trong mạch:
Phóng
Zn + AgO + 2KOH Ag + Zn(OK)2 + H2O
Nạp

Epin = 1,85V Để rẻ thay Ag bằng Ni  Epin = 1,7V
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.4. Nguồn điện liên tục – Pin nhiên liệu


Sơ đồ biến đổi năng lƣợng


(I) (II) (III)
Hoá năng Nhiệt năng Cơ năng Điện năng


Pin nhiên liệu (máy phát điện hóa)


(I) – lò phản ứng
(II) – Máy nhiệt
(III) – Máy điện
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.4. Nguồn điện liên tục – Pin nhiên liệu


Pin HYDRO – OXY
(-) Ni/ H2 / KOH (30 - 40%) / O2, Ni (+)

 Điện cực âm: 2H2 + 4OH– – 4e  4H2O
 Điện cực dƣơng: O2 + 2H2O + 4e  4OH–
 Phản ứng tổng:
2H2 + O2 = 2H2O

Sức điện động ở 250C:
G 2( 55,690)
(thực tế đạt 1 – 1,1V) E 123V
,
nF 4.23060
8.1. Nguồn điện hóa học

8.1.4. Nguồn điện liên tục – Pin nhiên liệu
Mô hình Pin HYDRO - OXY
tải
+ –

- +

H2 H2O O2

Buồng khí
Điện cực âm
(kim loại xốp) H 2O
Lớp phủ Điện cực dƣơng
xúc tác OH–
(kim loại xốp)
OH– OH–
H2
OH–
KOH

Dung dịch điện ly
H2O
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân


Định nghĩa




Điện phân là một quá trình trong đó có các phản
ứng hóa học xảy ra trên bề mặt điện cực dưới tác
dụng của dòng điện một chiều đi qua dung dịch
điện ly hay chất điện ly nóng chảy.
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân

BÌNH ĐiỆN PHÂN dd ZnCl2



Pt
Catod
Anod
(-)
(+)




Zn2+




Cl-

Dung dịch ZnCl2
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân


QUÁ TRÌNH ĐiỆN PHÂN

Hai điện cực nhúng vào dung dịch điện ly và hai điện cực nối với nguồn
điện một chiều bên ngoài.
 Cực âm gọi là Catod (-):
Dạng oxy hoá  khử
Zn2+ + 2e = Zn
 Quá trình khử.
 Cực dƣơng gọi là Anod (+):
Dạng khử  dạng oxy hóa
2Cl- = Cl2 + 2e
 Quá trình oxy hóa.
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân


QUÁ TRÌNH ĐiỆN PHÂN

Tại cực âm (Catod)
Nguyên tắc chung

 Quá trình khử dạng oxy hóa của cặp oxy hóa khử.
 Khi có nhiều dạng oxy hóa thì sẽ khử dạng oxy hóa của cặp nào
có khả năng oxy hóa mạnh nhất tức là có thế điện cực lớn nhất.
 Dạng oxy hóa chính là cation KIM LOẠI hay HYDRO trong dung
dịch  ION NÀO PHÓNG ĐiỆN???
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân

QUÁ TRÌNH ĐiỆN PHÂN
Tại cực âm (Catod)
Nguyên tắc chung
 Thế hydro: H2 = -0,059.pH
 Trung tính pH = 7  H2 = -0,059.7 = -0,41V
 Vì vậy:
+ Kim loại có > -0,41V sẽ phóng điện
M+n + ne = M
+ Kim loại có < -0,41V thì H+/H2O phóng điện:
2H+ + 2e = H2 (pH < 7)
2H2O + 2e = H2 + 2OH- (pH > 7)
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân


QUÁ TRÌNH ĐiỆN PHÂN

Tại cực dƣơng (Anod)
Nguyên tắc chung

 Quá trình oxy hóa dạng khử của cặp oxy hóa khử, thƣờng là anion
của AXÍT hay HYDROXÍT
 Khi có nhiều dạng khử thì sẽ oxy hóa dạng khử của cặp nào có khả
năng khử mạnh nhất tức là có thế điện cực nhỏ nhất.
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân


QUÁ TRÌNH ĐiỆN PHÂN

Tại cực dƣơng (Anod)
Nguyên tắc chung

 ANOD trơ: thứ tự oxy hoá nhƣ sau:
anion không chứa oxy (I-, Cl-, S-2…)  OH–  anion chứa oxy
2OH- - 4e = O2 + 2H2O (pH > 7)
2H2O - 4e = O2 + 4H+ (pH oxh/khử  anion sẽ bị oxy hóa
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân

Nhƣ Sự điện phân là quá trình ngƣợc với quá trình xảy ra trong pin
vậy
PIN: Hoá năng  điện năng
Bình điện phân: Điện năng  hóa năng

PIN ĐIỆN PHÂN
(-) Zn/Zn2+//2Cl-/Cl2,Pt (+) Dung dịch ZnCl2 – Điện cực Pt
Cực âm Zn = Zn2+ + 2e Catod Zn2+ + 2e = Zn
Quá trình oxy hóa Quá trình khử
Cực dƣơng Cl2 + 2e = 2Cl- Anod 2Cl- = Cl2 + 2e
Qúa trình khử Quá trình oxy hóa
Cả quá trình Zn + Cl2 = ZnCl2 Cả quá trình ZnCl2 = Zn + Cl2
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân


Sự điện phân là quá trình ngƣợc với quá trình xảy ra trong pin


PIN – ĐIỆN PHÂN

Điện phân
Dòng điện Phản ứng hóa học
(điện năng) (hoá năng)
Pin
Vậy hiện tƣợng điện phân là hiện tƣợng các chất sẽ hình
thành hay phân huỷ dƣới tác dụng của dòng điện.
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân


Điện phân nóng chảy

ĐIỆN PHÂN NaCl
- Quá trình đơn giản hơn
- Na+ đi về catod nhận electron từ nguồn thành Na
- Cl- đi về anod nhƣờng electron cho nguồn tạo Cl2.
Catod (cực âm) Na+ + 1e = Na
Anod (cực dƣơng) 2Cl- - 2e = Cl2
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân


Một số ví dụ về điện phân quá trình dung dịch


ĐIỆN PHÂN dd CuCl2 với anod trơ (Pt)
- Catod xuất hiện kết tủa Cu vì thế 0,337V > -0,41V
- Anod Cl- phóng điện cho khí Cl2 bay ra.
Catod (cực âm) Cu2+ + 2e = Cu
Anod (cực dƣơng) 2Cl- - 2e = Cl2
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân


Một số ví dụ về điện phân quá trình dung dịch


ĐIỆN PHÂN dd K2SO4 với anod trơ (Pt)
- Catod: K có thế -2,924V < -0,41V nên H+/H2O bị khử cho H2
bay ra và tạo OH-  KOH
- Anod: OH-/H2O bị oxy hóa tạo oxy bay ra và H+  H2SO4
Catod (cực âm) 4H2O + 4e = 4OH- + H2
Anod (cực dƣơng) 2H2O - 4e = 4H+ + O2
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân


Một số ví dụ về điện phân quá trình dung dịch


ĐIỆN PHÂN dd NiSO4 với anod tan Niken (Ni)
- Catod: Ni có thế -0,25V > -0,41V nhƣng kém thua thế oxy
hóa nƣớc nhiều 1,228V nên tạo tủa Ni
- Anod: điện cực Ni hòa tan tạo Ni2+
Catod (cực âm) Ni2+ + 2e = Ni
Anod (cực dƣơng) Ni - 2e = Ni2+
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân


Một số ví dụ về điện phân quá trình dung dịch


ĐIỆN PHÂN dd H2SO4 với anod trơ (Pt)
- Catod: H+ bị khử tạo H2
- Anod: H2O bị oxy hóa cho Oxy bay ra và H+ tái sinh
Catod (cực âm) 4H3O+ + 4e = 4H2O + 2H2
Anod (cực dƣơng) 6H2O - 4e = 4H3O+ + O2
Phản ứng tổng 2H2O = 2H2 + O2
8.2. Quá trình điện phân

8.2.1. Hiện tượng điện phân


Mô hình điện phân dung dịch H2SO4 với anod trơ (Pt)

C A
B
K
mA
V




Pt Pt

H2SO4
8.2. Quá trình điện phân

8.2.2. Thế phân huỷ


ĐIỆN PHÂN dd H2SO4 với anod trơ (Pt)


C A
B
K
mA
V




Pt Pt

H2SO4
8.2. Quá trình điện phân

8.2.2. Thế phân huỷ


ĐIỆN PHÂN dd H2SO4 với anod trơ (Pt)


Khảo sát tiếp hệ thống bình điện phân trên


 Khi tăng điện thế bên ngoài E (bằng con chạy C), khi E còn nhỏ đóng khóa
K thì kim điện kế lệch (có dòng điện) rồi trở về 0 và tại điện cực chƣa có
H2 và O2 thoát ra.
 Khi E đạt đƣợc giá trị 1,7V thì khí H2 và O2 thoát ra, I tăng theo E.
 Giá trị Ef = 1,7V đƣợc gọi là điện thế phân hủy của phản ứng đó.
8.2. Quá trình điện phân

8.2.2. Thế phân huỷ


ĐIỆN PHÂN dd H2SO4 với anod trơ (Pt)


B
C A I
K
mA
V




Pt Pt

H2SO4


Ef E
8.2. Quá trình điện phân

8.2.2. Thế phân huỷ


Phát biểu về thế phân huỷ




Sự khác biệt nhỏ nhất của các điện thế cần thiết
tạo ra giữa hai điện cực để sự điện phân bắt đầu
được gọi là điện thế phân huỷ!!!
8.2. Quá trình điện phân

8.2.2. Thế phân huỷ

Yếu tố ảnh hƣởng thế phân huỷ

Thế phân hủy này không phải là một hằng số mà nó phụ thuộc vào các
yếu tố nhƣ:
+ Nhiệt độ
+ Kích thƣớc và bản chất kim loại làm điện cực
+ Ngay cả cấu trúc bề mặt điện cực….


Thế phân huỷ không nhƣ nhau đối với 1 chất
điện ly trong các điều kiện khác nhau.
8.2. Quá trình điện phân

8.2.3. Sự phân cực hóa học


Khảo sát bình điện phân


K



Pt
Catod
Anod
(-)
(+)




H2




O2

Dung dịch H2SO4
8.2. Quá trình điện phân

8.2.3. Sự phân cực hóa học


Khảo sát bình điện phân khi Engoài < Ef

 Khi chƣa đóng khóa K thì hai điện cực nhƣ nhau  I = 0
 Khi đóng khoá K, dù ít nhiều vẫn có phản ứng sinh ra H2 và O2 nên
trong mạch hình thành pin:
(-) Pt, H2 / H2SO4 / O2, Pt (+)
chống lại điện thế E bên ngoài

Hiện tƣợng này gọi là sự phân cực

Sức điện động của pin gọi là sức điện động phân cực Ep
Điện thế từng điện cực gọi là thế phân cực p ( pc - pa )
8.2. Quá trình điện phân

8.2.3. Sự phân cực hóa học


Xác định thế p và Ep

1/ 2
RT PO2 .aH2O
 Tại anod: φpa φoxy φ0
oxy ln
2F aOH
Ep = oxy - hydro
2
0 RT aH
 Tại catod: φpc φhydro φhydro ln
2F PH2

Khi E tăng, H2 va O2 thoát ra nhiều  PH2 và PO2 tăng, H+ ở khu catod
giảm nhƣng ở khu anod tăng  oxy tăng và hydro giảm. Kết quả Ep tăng.
8.2. Quá trình điện phân

8.2.3. Sự phân cực hóa học


Bắt đầu điện phân


 Khi Ep tăng đến khi PO2 và PH2 bằng áp suất khí quyển thì lúc này tại các
điện cực trong bình điện phân thấy thoát ra khí H2 và O2.
 Khi đó Ep đạt giá trị tới hạn, chính là thế phân huỷ Ef.
 Vậy Engoài > Ef  Hiện tƣợng điện phân xảy ra


Sự phân cực nhƣ trên gọi là sự phân cực hoá học hay
phân cực điện hóa.
8.2. Quá trình điện phân

8.2.3. Sự phân cực nồng độ



 Tƣơng tự phân cực hóa học còn có phân cực nồng độ.
 PCNĐ làm giảm nồng độ các ion tham gia phản ứng phóng điện gần
bề mặt điện cực trong quá trình điện phân.
 PCNĐ làm tăng điện thế quá trình điện phân, dẫn đến làm tiêu hao
điện năng do đó thực tế cần khử đại lƣợng này.
 Để giảm thƣờng dùng cách khuấy trộn.
 PCNĐ làm giảm sức điện động của nguồn điện khi sử dụng.
8.3. Quá thế

8.3.1. Khái niệm quá thế


Khảo sát lại quá trinh điện phân H2SO4 1N


PIN ĐIỆN PHÂN
(-) Pt, H2 / H2SO4 / O2, Pt (+) Dung dịch H2SO41N – Pt
Cực âm 2H2 + 4OH- - 4e = 4H2O Catod 4H2O + 4e = 2H2 + 4OH-
Cực dƣơng 4H+ + O2 + 4e = 2H2O Anod 2H2O - 4e = 4H+ + O2
G2980 = -nFEp = 2x56690  Ep = Etn = 56690/(4.23060) = 1,23V
Thế phân huỷ: Ef = 1,7V
Suy ra: = Ef - Ep = 1,7 – 1,23 = 0,47V: quá thế
8.3. Quá thế

8.3.1. Khái niệm quá thế


Định nghĩa




Quá thế là sự khác biệt giữa điện thế phân huỷ và
tổng các điện thế cân bằng trên các điện cực.
8.3. Quá thế

8.3.1. Khái niệm quá thế



Năm 1905, bằng thực nghiệm khi tính quá thế của một điện cực, Tafel
đƣa ra công thức sau:


η a b. lgi
Trong đó:
 a, b : hệ số phụ thuộc vào bản chất của điện cực.
 i : mật độ dòng.
8.3. Quá thế

8.3.1. Khái niệm quá thế


Quá thế phụ thuộc vào:


 Bản chất của điệb cực;
 Hình dáng của điện cực;
 Bề mặt của điện cực;
 Cấu trúc của bề mặt điện cực.
8.3. Quá thế

8.3.2. Ý nghĩa quá thế trong thực tế


Điện phân nƣớc


Điện năng cần thiết để điện phân 1 mol H2O thu 1mol H2 và ½ mol O2:
W = nFE = 2FE
Không có quá thế thì điện thế diện phân E = 1,23V; khi có quá thế thì Ef = 1,7
cho nên điện năng tiêu hoa tăng lên khoảng 40%.
8.3. Quá thế

8.3.2. Ý nghĩa quá thế trong thực tế


Mạ kim loại

Do quá thế hydro trên kim loại thƣờng rất lớn nên có thể mạ kim loại
từ dung dịch mà không có hydro thoát ra.


Ví dụ
Xét sự điện phân Zn2+ có mặt H+ với aZn2+ = 1 và aH+ = 1;
Ta có: 0 (Zn2+/Zn) = -0,763V; 0(H+/H
2) =0
Nếu không có quá thế hydro thì H+ phóng điện trƣớc nhƣng do:

H2 = 1V (i = 0,1A/cm2) nên Zn2+ phóng điện.
8.4. Một số ứng dụng thực tế của điện phân

8.4.1. Điện luyện kim


Sản xuất Alumin

 Trƣớc kia, dùng Na khử hợp chất NaCl.AlCl3:
NaCl.AlCl3 + 3Na  4NaCl + Al
 Điện hóa, điện phân hỗn hợp Al2O3 với chất trợ dung cryolit
3NaF.AlF3 ở 9500C với catod là than phủ Al nóng chảy:
Al3+ + 3e  Al
 Phƣơng pháp điện phân nóng chảy này có thể sản xuất Mg, Li, Ca,
Ba, Th…
8.4. Một số ứng dụng thực tế của điện phân

8.4.2. Mạ điện


Sản xuất kim loại tinh khiết


 Khi điện phân dung dịch CuSO4 thì thu đồng kim loại ở catod:
Cu2+ + 2e  Cu
 Ngày nay, phƣơng pháp trên dùng để sản xuất các kim loại nhƣ Cu,
Zn, Ca, Co, Fe tinh khiết (99,95%), Mn (99,5%), Cr (99,8%)…
 Tinh luyện kim loại nhƣ: Cu, Ag, Au, Pb, Sn, Bi, Ni…
Đề thi vào lớp 10 môn Toán |  Đáp án đề thi tốt nghiệp |  Đề thi Đại học |  Đề thi thử đại học môn Hóa |  Mẫu đơn xin việc |  Bài tiểu luận mẫu |  Ôn thi cao học 2014 |  Nghiên cứu khoa học |  Lập kế hoạch kinh doanh |  Bảng cân đối kế toán |  Đề thi chứng chỉ Tin học |  Tư tưởng Hồ Chí Minh |  Đề thi chứng chỉ Tiếng anh
Theo dõi chúng tôi
Đồng bộ tài khoản