intTypePromotion=3

Bài giảng Cân bằng oxi hóa - khử

Chia sẻ: Pham Tuấn Anh | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:17

0
51
lượt xem
8
download

Bài giảng Cân bằng oxi hóa - khử

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

Bài giảng "Cân bằng oxi hóa - khử" trình bày khái niệm phản ứng oxi hóa khử, thế oxi hoá khử, phương trình Nernst, những yếu tố ảnh hưởng tới thế oxi hoá khử, hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá khử,....

Chủ đề:
Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Cân bằng oxi hóa - khử

  1. 5/13/2013 Kiem tra 15’ (Lam 2 trong 3 cau) 1. TÝnh pH ®Ó: (a) B¾t ®Çu kÕt tña Mg(OH)2 tõ dung dÞch MgCl2 0,01M. (b) Mg(OH)2 kÕt tña thùc tÕ hoµn toµn, tøc lµ sau khi kÕt tña CÂN BẰNG OXI HÓA – KHỬ [ Mg2+] = 10-5 M. Mg(OH)2 cã tÝch sè tan lµ 10-9,22. 2. TÝnh ®é tan cña PbS trong n­íc ; Khi tÝnh kÓ ®Õn sù t­¬ng t¸c cña ion S2- víi ion H+ cña n­íc. H2S cã pK1 = 7, pK2 = 15. PbS cã tÝch sè tan t­¬ng øng lµ 6,8.10-29. 3. Nång ®é cña dung dÞch NH3 ph¶i b»ng bao nhiªu ®Ó hoµ tan hÕt 0,01 mol AgCl trong 100 ml dung dÞch. BiÕt AgCl cã T = 10-9,75 c¸c phøc b¹c amonicat cã c¸c h»ng sè t¹o phøc tæng c«ng lµ: 10 2,32 ; 107,24. 5/13/2013 1 5/13/2013 2 1
  2. 5/13/2013 KHÁI NIỆM PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ PHẢN ỨNG OXI HOÁ KHỬ “Phản ứng oxi hoá-khử là phản ứng giữa chất oxi hoá, có khả năng nhận electron và chất khử có khả năng cho electron”. - KHÁI NIỆM PHẢN ỨNG OXI HÓA-KHỬ Trong phản ứng oxi hoá - khử có sự cho và nhận electron nên có sự thay đổi số oxi hoá của các chất tham gia phản ứng. - THẾ OXI HOÁ-KHỬ, PHƯƠNG TRÌNH NERNST Ví dụ: - NHỮNG YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG TỚI THẾ OXI HOÁ-KHỬ Ce4+ + Fe2+ = Ce3+ + Fe3+ - HẰNG SỐ CÂN BẰNG CỦA PHẢN ỨNG OXI HOÁ-KHỬ 5/13/2013 3 5/13/2013 4 2
  3. 5/13/2013 Thế oxi hoá khử  Cốc 1: dung dịch CuSO4, nhúng điện cực Cu;  Cốc 2: dung dịch ZnSO4 nhúng điện cực Zn. Các phản ứng oxi hoá khử là gì?  Hai dung dịch tiếp xúc qua cầu muối. Khi nối các điện cực xuất hiện dòng điện chạy theo chiều nào? 5/13/2013 5 5/13/2013 6 3
  4. 5/13/2013 KHÁI NIỆM PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ THẾ OXI HÓA- KHỬ- Xác định chiều Zn – e = Zn2+ phản ứng Cu2+ + e = Cu + SO42-  Thế oxi hoá-khử: thước đo mức độ oxi hoá-khử của một Zno + Cu2+ = Cuo + Zn2+ cặp bất kỳ, còn gọi là cường độ oxi hoá-khử.  Cực Cu: nhận electron, chất oxi hoá; Cực Zn: cho electron,  Chất có thế oxi hoá-khử cao: chất oxi hoá mạnh; chất khử yếu chất khử.  Chất có thế oxi hoá-khử thấp: chất oxi hoá yếu, chất  Chiều di chuyển e: từ cực kẽm Zn sang cực Cu; Chiều dòng khử mạnh;  Để xác định chiều phản ứng giữa 2 cặp oxi hoá khử: điện: từ cực Cu sang cực Zn So sánh 2 thế oxi hoá khử, chất nào có thế oxi hoá-khử Tại sao phản ứng xảy ra theo chiều cao đóng vai trò chất oxi hoá còn chất nào có thế oxi hoá-khử thấp đóng vai trò chất khử. Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ 5/13/2013 7 5/13/2013 8 4
  5. 5/13/2013 Thế oxi hoá-khử tiêu chuẩn E0  Thế oxi hoá khử tiêu chuẩn: thế đo được trong điều kiện tiêu chuẩn, nồng độ các chất tham gia phản ứng bằng đơn vị  Kí hiệu: E0ox/Kh:  Cho biết cường độ oxi hoá khử của chất  Xem bảng thế oxi hoá khử tiêu chuẩn cho biết chất nào là chất oxi hoá mạnh, chất nào là chất khử mạnh?  Từ bảng trên cho biết kim loai nào phản ứng được với axit sinh ra H2? 5/13/2013 9 5/13/2013 10 5
  6. 5/13/2013 THẾ OXI HÓA – KHỬ, PHƯƠNG TRÌNH NERNST Phương trình Nernst: tính thế oxi hoá-khử  Trong điều kiện không phải tiêu chuẩn, RT aox E = E0ox/kh + ln tính thế oxi hoá khử như thế nào? nF akh  Thay đổi nhiệt độ Trong dung dịch rất loãng, hệ số hoạt độ gần bằng1, nên:  Thay đổi p E = E0ox/kh + 0,059/n log([Ox]/[Kh])  Thay đổi nồng độ các chất oxi hoá; khử Trong đó: E : thế của cặp oxi hoá khử nghiên cứu 0 E ox/kh : là thế ox-kh tiêu chuẩn  Sử dụng phương trình Nernst! n : số electron trao đổi R : hằng số khí (8,3144) T : nhiệt độ tuyệt đối 5/13/2013 11 5/13/2013 12 6
  7. 5/13/2013 Bài tập Thế oxi hoá khử tiêu chuẩn điều kiện Tính thế của: a) Dung dịch chứa Fe3+ có nồng độ là 0.1M và Fe2+ có  Các yếu tố ảnh huởng đến thế oxi hoá nồng độ là 0.01M. Cho E0 của cặp Fe3+/Fe2+ là 0.77V. khử b) Dung dịch chứa KMnO4 có nồng độ là 0.01M và Mn2+ là  pH 0.02M và pH = 3.8. Cho E0 của cặp KMnO4/Mn2+ là 1.55  Tác nhân tạo phức (với chất oxi hoá/khử) V.  Tác nhân tạo kết tủa (với chất oxi hoá/khử) c) Khi thêm 50mL dung dịch Fe2+ 0.1M vào 1L dung dịch ở truờng hợp (b). Trong các điều kiện này, sử dụng thế oxi hoá khử tiêu chuẩn điều kiện 5/13/2013 13 5/13/2013 14 7
  8. 5/13/2013 CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN THẾ OXI HÓA – KHỬ CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN THẾ OXI HÓA – KHỬ * Ảnh hưởng của axit Xét cặp AsO43-/AsO33- : a) H+ tham gia vào phản ứng oxi hoá khử AsO43- + 2 H+ + 2e = AsO33- + H2O Ví dụ: Phương trình Nernst được viết: Cho EAsO43-/AsO33- = 0,57V; 3 0,059 [ AsO4 ].[H  ]2 E = Eo AsO 3- /AsO33 - + log EI2/2I- = 0,54V 4 2 3 [ AsO3 ]  AsO43- phản ứng với I2 Thế tiêu chuẩn là thế tại đó nồng độ các chất bằng 1M: tuy nhiên khi thay đổi nồng độ H+, phản ứng chạy theo [AsO43-] =[ AsO33-] = 1M chiều ngược lại, I- oxi hoá được AsO33-. Nếu nồng độ H+ =10-8 , khi đó thế tiêu chuẩn điều kiện: E = 0,57 + 0,059/2.log(10-8)2 = 0,11V 5/13/2013 15 Với điều kiện này, I2 oxi hoá được asenit thành asenat. 5/13/2013 16 8
  9. 5/13/2013 CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN THẾ OXI HÓA – KHỬ CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN THẾ OXI HÓA – KHỬ * Ảnh hưởng của chất tạo phức : b) Ảnh hưởng của môi trường axit Xét cặp Fe3+/Fe2+ + - Trong một số trường hợp, ion H không trực tiếp [ Fe 3 ] Fe3+ +e = Fe2+ → E = EoFe3+/Fe2+ + 0,059 log (1) tham gia vào phản ứng ox-kh nhưng tạo môi [ Fe 2 ] Khi có F- : trường axit, cụ thể là loại axit lại ảnh hưởng nhiều Fe2+ -e = Fe3+ ; Fe3+ + 6F- = FeF63- 0 4+ 3+ đến thế ox-kh. VD E của cặp Ce /Ce tại các [ FeF6 ] 3 Fe2+ + 6F- -e = FeF63- → E = E’oFeF6/Fe2+ + 0,059 log (2) MT axit khác nhau. [ Fe 2  ].[ F  ] 6 3 [ FeF6 ] Mặt khác: FeF = 3- [ Fe 3 ].[ F  ] 6 6 --> [FeF63-]/[F-]6 = FeF63-.[Fe3+] 5/13/2013 17 5/13/2013 18 9
  10. 5/13/2013 CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN THẾ OXI HÓA – KHỬ Ảnh hưởng của phản ứng kết tủa? Phương trình Nernst viết cho cặp Fe3+/Fe2+ khi có chất tạo phức là: 3  Giải thích tại sao Cu2+ lại có thể oxi hoá [ Fe ] E = E’oFeF6/Fe2+ + 0,059 log . FeF 6 (2’) được I- mặc dù E0Cu2+/Cu+= 0.17V còn E0I2/I- [ Fe 2  ] = 0.54V? Lấy1 trừ đi 2’ ta có:  Cho tích số tan của CuI là 10-12. E’oFe3+/Fe2+ = Eo Fe3+/Fe2+ +0,059 log 1/FeF63- Thay Eo Fe3+/Fe2+ và FeF63- vào ta có: E= 0,77V+0,059.(-16) = -0,174V Kết luận: Khi có chất tạo phức, thế ox-kh của cặp Fe3+/Fe2+ giảm đáng kể. 5/13/2013 19 5/13/2013 20 10
  11. 5/13/2013 CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN THẾ OXI HÓA – KHỬ CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN THẾ OXI HÓA – KHỬ * Ảnh hưởng của phản ứng kết tủa Mặt khác [I-] có thể tính từ tích số tan: Khi có chất kết tủa phản ứng với chất oxi hoá-khử, thế oxi hoá-khử bị ảnh hưởng, gọi là thế oxi hoá-khử tiêu chuẩn điều kiện. Chiều của phản ứng có thể [I-] = TCuI/[Cu+] thay đổi. Phương trình Nernst được viết lại là: Ví dụ: trường hợp Cu2+, khi không có I- phương trình Nernst được viết: [Cu 2  ].TCuI E = Eo Cu2+/Cu+ [Cu 2 ] E = E’o Cu 2+ /Cu+ + 0,059log (2) + 0,059log [Cu  ] (1) [Cu  ] Khi có mặt I- các phản ứng như sau: Lấy (1) trừ đi (2) ta có: Cu2+ + e = Cu+ + - E’o CuI/Cu = Eo Cu + 2+ /Cu+ - 0,059logT CuI Cu + I = CuI o Cu2+ + I- +e = CuI Thay E 2+ Cu /Cu + = 0,17V và TCuI = 10-12 ta có: → E = E’o Cu2+/CuI + 0,059log [Cu2+].[I-] E’o Cu 2+ /Cu+ = 0,88V 5/13/2013 21 5/13/2013 22 11
  12. 5/13/2013 THẾ CẶP OX- OX-KH KHÔNG LIÊN HỢP THẾ OX-KH CỦA CẶP KHÔNG LIÊN HỢP Ví dụ: Trộn 50 ml dung dịch Ce4+ 0,1M với 50 ml dung 1. Viết phương trình phản ứng dịch Fe2+ 0,05M, tính thế của dung dịch. 2. Tính nồng độ các chất sau phản ứng Giải: Sau phản ứng, chất oxi hoá dư, thế của dung dịch 3. Tính thế theo cặp nào còn dư sau phản ứng được tính theo phương trình 4. Nếu không dư (phản ứng vừa đủ) : tính theo 2 [Ce4 ] cặp rồi cộng lại (để triệt tiêu nồng độ). E = EoCe 4+ /Ce3+ + 0,059log [Ce3 ] Lưu ý: nếu hệ số của phản ứng không bằng E = 1,44V + 0,059 log 1 = 1,44V nhau, phải nhân hệ số trước khi cộng thế. 5/13/2013 23 5/13/2013 24 12
  13. 5/13/2013 THẾ OX-KH CỦA CẶP KHÔNG LIÊN HỢP THẾ OX-KH CỦA CẶP KHÔNG LIÊN HỢP 4+ Ví dụ: Trộn 50 ml dung dịch Ce 0,05M với 50 ml dung dịch Ví dụ: Khi trộn 50 ml dung dịch Ce4+ 0,1M với 50 ml dung dịch Fe2+ Fe2+ 0,1M, tính thế của dung dịch. 0,1M, tính thế của dung dịch sau khi trộn. Giải: Các bán phản ứng: Giải: sau phản ứng, Fe2+ dư, thế của dung dịch như sau: [Ce 4 ] [Fe3 ] Ce4+ + e = Ce3+; E = EoCe 4+ /Ce3+ + 0,059log o E = E Fe3+/Fe2+ + 0,059log 2 [Ce 3 ] [Fe ] [ Fe 3 ] E = 0,77V + 0,059 log 1 = 0,77V Fe3+ + e = Fe2+; E = EoFe 3+ /Fe2+ + 0,059log [ Fe 2 ] [Ce 4  ].[ Fe 3 ] Cộng: 2E = EoCe 4+ /Ce3+ + EoFe 3+ /Fe2+ + 0,059 log [Ce 3 ].[ Fe 2  ] Theo ĐL bảo toàn e-: [Ce3+]= [Fe3+] Theo bảo toàn khối lượng: [Ce4+] =[Fe2+] E oCe 4 /Ce3  E oFe3 /Fe2 2E = Eo Ce 4+ /Ce3+ + Eo Fe3+/Fe2+; → E 5/13/2013 25 5/13/2013 2 26 13
  14. 5/13/2013 THẾ OX-KH CỦA CẶP KHÔNG LIÊN HỢP THẾ OX-KH CỦA CẶP KHÔNG LIÊN HỢP Giải: Có các bán phản ứng: MnO4- +5e + 8H+ = Mn2+ +4 H2O [ MnO4 ].[ H  ]8 E = Eo MnO - /Mn2+ +0,059/5log (1) [ Mn 2 ] 4 Ví dụ: Lấy 50 ml dung dịch MnO4- 0,02M trộn với 50 ml dung dịch Fe3+ + e = Fe2+ Fe2+ nồng độ 0,1M. Nồng độ H+ luôn bằng 1M. Tính thế củ dung dịch [ Fe 3 ] E= Eo Fe 3+ /Fe2+ + 0,059log (2) [ Fe 2 ] sau phản ứng. Nhân (1) với 5 rồi cộng với (2) ta có:  [ MnO4 ].[ Fe 3 ] 6E = 5EoMnO - /Mn2+ + Eo Fe 3+ /Fe2+ + 0,059 log [ Mn 2  ][ Fe 2  ] 4 Theo định luật bảo toàn electron: 5[Mn2+] = [Fe3+] Theo định luật bảo toàn khối lượng: 5[MnO4-] = [ Fe2+] Do đó: 6E = 5EoMnO4-/Mn2+ + EoFe 3+ /Fe2+ 5E o MnO4 / Mn 2  E o Fe 3 / Fe 2  5 x1,52  0,77 --> E  --> E= =1,396V 5/13/2013 27 5/13/2013 6 6 28 14
  15. 5/13/2013 THẾ OX-KH CỦA CẶP KHÔNG LIÊN HỢP THẾ OX-KH CỦA CẶP KHÔNG LIÊN HỢP Ta có: Cr2O72-+6e +14H+ =2Cr3+ +7 H2O 2 0,059 [Cr O ].[H  ]14 E = EoCr O 2 7 2- /2Cr3+ + log 2 7 3 2 6 [Cr ] Ví dụ: Trộn 50 ml dung dịch K2Cr2O7 0,02M với 50 ml dung Fe3+ + e = Fe2+ dịch Fe2+ 0,12M; cho nồng độ H+ = 1M. E = EoFe 3+ /Fe2+ + 0,059log [ Fe 3 ] [ Fe 2 ] 2 [Cr2 O7 ].[ Fe 3 ] → 7E = 6EoCr O 2- /2Cr3+ + EoFe 3+ /Fe2+ + 0,059log [Cr 3 ] 2 .[ Fe 2  ] 2 2 7 Theo định luật bảo toàn electron: [Fe3+] = 3[Cr3+] --> [Cr3+]=[Fe3+]/3 Theo định luật bảo toàn khối lượng: [Fe2+] = 6[Cr2O72-] --> [Cr2O72-]=[Fe2+]/6 [ Fe 2  ] [ Fe 3 ].9 3 = 6[ Fe 3 ] 2 [ Fe 2  ] 2[ Fe 3 ] 3 7E = 6EoCr O 2 7 2- /2Cr3+ +EoFe 3+ /Fe2+ +0,059log 5/13/2013 29 5/13/2013 2[ Fe 3 ] 30 15
  16. 5/13/2013 HẰNG SỐ CÂN BẰNG CỦA PHẢN ỨNG OX-KH HẰNG SỐ CÂN BẰNG CỦA PHẢN ỨNG OX-KH Khi: Eox = Ekh aOx1 +b Kh2 = aKh1 + bOx2 K Kh1 a .Ox 2 b 0,059 [Ox1 ] a 0,059 [Ox 2 ] b Ox1 a. Kh2 b Eoox + n log [ Kh1 ] a = Eokh + n log [ Kh2 ] b Viết các phương trình Nernst riêng cho từng cặp: [Ox 2 ] b [ Kh1 ] a 0,059 Đối với cặp oxi hóa: --> Eoox - Eokh = log n [Ox1 ] a [ Kh2 ] b aOx1 + ne = a Kh1 0,059 --> Eoox - Eokh = log K 0,059 [Ox1 ] a n Eox = Eoox + log n [ Kh1 ] a n( E o ox  E o kh ) --> LogK = Đối với cặp khử: 0,059 bOx2 + ne = b Kh2 Có thể viết: K= 10X 0,059 [Ox 2 ] b n( E o ox  E o kh ) Ekh = Eokh + log trong đó: x = 5/13/2013 n [ Kh2 ] b 31 5/13/2013 0,059 32 16
  17. 5/13/2013 Tóm tắt 1. Thế oxi hóa – khử, phương trình Nersnt: E = E0ox/kh + 0,059/n log([Ox]/[Kh]) 2. Khi có ảnh hưởng của pH, chất tạo phức, kết tủa: phải tính thế oxi hóa – khử điều kiện 3. Thế oxi hóa – khử của cặp không liên hợp: - Viết phương trình phản ứng - Tính nồng độ các chất sau phản ứng - Tính thế theo cặp nào còn dư sau phản ứng - Nếu không dư (phản ứng vừa đủ) : tính theo 2 cặp rồi cộng lại (để triệt tiêu nồng độ). * Lưu ý: nếu hệ số của phản ứng không bằng nhau, phải nhân hệ số trước khi cộng thế. 4. Hằng số cân bằng của phản ứng: K= 10X n( E o ox  E o kh ) trong đó: x = 5/13/2013 0,059 33 17

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

 

Đồng bộ tài khoản