Bài giảng Điện cực và pin điện

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:38

Thêm vào BST

Báo xấu

1
lượt xem 0
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng Điện cực và pin điện được biên soạn với mục tiêu: Trình bày và giải thích được cách hình thành điện cực kim loại; Nêu được nguyên tắc phân loại điện cực, cho ví dụ; Trình bày được đặc điểm của phản ứng hóa học xảy ra/pin điện hóa; Giải thích được cơ chế hình thành sức điện động của pin điện hóa; Nêu và giải thích các yếu tố ảnh hưởng đến sức điện động của pin; Nêu được các ứng dụng của phương pháp đo thế điện cực; Nêu được vai trò của điện cực trong ngành Dược và đời sống.

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Điện cực và pin điện

ĐIỆN CỰC VÀ PIN ĐIỆN 1
MỤC TIÊU HỌC TẬP  Trình bày và giải thích được cách hình thành điện cực kim lọai.  Nêu được nguyên tắc phân loại điện cực, cho ví dụ  Trình bày được đặc điểm của phản ứng hóa học xảy ra/pin điện hóa.  Giải thích được cơ chế hình thành sức điện động của pin điện hóa.  Nêu và giải thích các yếu tố ảnh hưởng đến sức điện động của pin  Nêu được các ứng dụng của phương pháp đo thế điện cực.  Nêu được vai trò của điện cực trong ngành Dược và đời sống. 2
ĐIỆN CỰC VÀ THẾ ĐiỆN CỰC Cặp oxy hóa khử và thế oxy hóa khử Cho dòng điện 1 chiều qua dd CuCl2 với điện cực trơ pt, CuCl2 Đph dd Cu + Cl2  Cực âm (catod) Pt(-): Cu2+ + 2e → Cu0  (QT khử) Cực dương (anod)Pt(+): 2Cl– – 2e → Cl2 (QT oxy hóa) 3
Cặp oxy hóa-khử và thế oxy hóa khử  Cặp oxy hoá-khử là cặp các phân tử, nguyên tử hoặc ion có thể biến đổi lẫn nhau trong các phản ứng oxy hoá-khử.  Các ion, phân tử, nguyên tử có thể biến đổi lẫn nhau khi tham gia phản ứng oxy hoá khử để tạo thành những cặp oxy hoá khử sau: Ví dụ: Cu2+ / Cu , Cl2/ 2Cl–, Zn2+/Zn, Fe 3+/Fe2+ 4
Thế Oxy Hóa Khử  Đại lượng đặc trưng cho mức độ biến hóa lẫn nhau mạnh yếu giữa dạng oxi hóa và khử.  Kí hiệu là: Oxh/Kh hay  Ox / Red Ví dụ: có 2 cặp oxy hóa khử  Cặp 1 : Fe+3 / Fe+2 1 = + 0,771 volt  Cặp 2 : Zn+2 / Zn 2 = - 0,760 volt Cho 2 cặp này tiếp xúc nhau, sẽ xảy ra phản ứng: 2Fe+3 + Zn 2Fe +2 + Zn+2  càng dương  Mn+ có tính oxy hoá càng mạnh  M có tính khử càng yếu  càng âm  M có tính khử càng mạnh 5 Mn+ có tính oxyhoá càng yếu
Pt Sự hình thành điện cực Fe+3  Khi cho thanh kim loại vào trong dung dịch muối của nó hoặc một thanh kim loại trơ nhúng trong dung dịch có Fe+2 chứa cả dạng oxy hoá và dạng khử của một cặp oxy hoá khử thích hợp sẽ tạo ra một điện cực.  Ví dụ: nhúng thanh kim loại đồng trong dung dịch muối CuSO4 tạo điện cực Cu+2/Cu hay thanh Pt nhúng trong dung dịch có chứa ion Fe+3 và ion Fe+2 tạo điện cực Fe+3/Fe+2 . 6
Sự hình thành lớp điện thế kép  Khi thanh kim lọai tiếp xúc với nước, các phân tử của nước có cấu trúc lưỡng cực sẽ tương tác trên bề mặt kim lọai, một bộ phận kim lọai bị các lưỡng cực có năng lượng đủ lớn phá vỡ liên kết lưới kim loại, tạo thành ion rời khỏi kim lọai và được dung môi solvat hóa phân tán vào pha lỏng. 7
Sự hình thành lớp điện thế kép  Kết quả là trong dung dịch, ion kim lọai (+), bề mặt kim lọai còn lại các electron ( – )  Các ion kim lọai khi chuyển động trong dung dịch do tác nhiệt có khuynh hướng khuếch tán vào pha lỏng nhưng một mặt do lực hút tĩnh điện của lớp điện tích âm trên bề mặt kim loại có xu hướng thu hút ion kim loại đến sát gần bề mặt kim loại tạo nên lớp điện kép. 8
Sự phát sinh điện thế trên điện cực (phương trình Nernst)  Thế điện cực hay thế Nernst chịu ảnh hưởng của yếu tố: nhiệt độ, nồng độ, dạng oxy hóa-khử và bản chất điện cực.  R = 8,314 J/mol.độ t=25 0C→ T =273 + 25  F = 96500 Coulomb n: số điện tử trao đổi 0 RT Oxh  Oxh / Kh   Oxh / Kh  ln nF Kh  9
Phân loại điện cực  Điện cực lọai 1 (thuận nghịch với cation, anion)  Điện cực loại 2 (điện cực so sánh)  Điện cực loại 3 (điện cực oxi hóa khử)  Điện cực loại 4 (điện cực màng và điện cực chỉ thị ion). 10 10
Điện cực loại 1 (thuận nghịch với cation hoặc anion) Điện cực khí: Điện cực Hydro chỉ thị Phản ứng 2H+ + 2e = H2 0 RT a H  2 H  / H2  2 H / H2  ln 2F PH 2 Nếu 25 0C aH+ = 1mol/l, khi p(H2) = 1at, φ0 =2H+/H2 = 0. 11
Điện cực hydro Điện cực Hydro chuẩn.  Họat động trong điều kiện qui định họat độ aH+ =1mol/l, áp suất khí hydro pH2= 1at thì φ0 =2H+/H2 = 0.  Được gọi là điện cực Hydro chuẩn. Điện cực hydro chỉ thị  Hoạt động trong điều kiện aH+ bất kỳ và áp suất khí hydro p(H2) = 1, Điện thế: φ 2H+/H2 = 0,059. lg[H+] = - 0,059.pH 12 12
Điện cực loại 1 (thuận nghịch với cation hoặc anion) Điện cực kim loại  Kí hiệu là: Mn+ /M(r)  Phản ứng khử Mn+ + ne = M(r)  Thế điện cực 0 RT n M n /M  M n / M  ln[M ] nF 13 13
Điện cực loại 2: Điện cực so sánh. (Kim loại phủ muối KL khó tan)  Điện cực calomel  Kí hiệu : Pt, Hg, Hg2Cl2 KCl dd  Hg2Cl2 + 2e = 2Hg + 2Cl– 0 RT [Hg 2 Cl 2 ] cal   ln 2F Hg  .Cl  cal 2  2 0RT  2 cal  cal ln[Cl ] 2F 14 14
Điện cực Calomel ở 25 0C người ta đo E cal với các nồng độ KCl khác nhau KCl 0,1N E0Cal = 0,334 V KCl 1,0N E0Cal = 0,280 V KCl bão hòa E0Cal= 0,242 V Sự ảnh hưởng của nhiệt độ đến điện thế trên điện cực calomel Ecal = 0,242 – 0,0076(t-25) volt 15 15
Điện cực AgCl  Cấu tạo tương tự đc calomel  Ký hiệu điện cực AgCl là: Ag, AgCl | KCl (a=1).  Phản ứng khử xảy ra ở điện cực:  AgCl + 1e = Ag0 + Cl-  Thế điện cực chỉ phụ thuộc hoạt độ (nồng độ) ion Cl- theo phương trình .  0 RT [AgCl ]  AgCl / Ag   ln F Ag.Cl    16
Điện cực AgCl  Qui ước ở trạng thi rắn [AgCl] = [Ag] = 1 0 RT  AgCl   AgCl / Ag  ln a Cl  F  ở 25 0C và a Cl  = 1 : Điện thế của điện cực bạc ổn định tốt trong quá trình họat động.  Điện cực AgCl còn được dùng để chế tạo các điện cực màng chọn lọc. 17
Điện cực oxy hóa khử (Điện cực loại 3) Kí hiệu: Pt | Fe+3, Fe+2.  Phản ứng khử: Fe+3 + 1e = Fe+2 0 RT a Fe 3  Fe 3 / Fe 2  Fe 3 / Fe2  ln F a Fe 2 18 18
Điện cực quinhydron  Kí hiệu: Pt | C6H4O2, C6H4(OH)2, H+  C6H4O2 + 2H+ + 2e = C6H4(OH)2 RT0 a C H O .a 2 H  Q    Qln 6 4 2 2F a C H ( OH ) 6 4 2 Trong dd, quinhydron phân ly theo phương trình H+ C6H4O2.C6H4(OH)2 C6H4O2 + C6H4(OH)2 + 2H + + 2e 19 Quinon Hydroquinon 19
Điện cực quinhydron  Người ta thường dùng dung dịch quinhydron bão hoà, nồng độ C6H4O2 luôn luôn bằng nồng độ C6H4(OH)2 ở mọi nhiệt độ.  Trong điều kiện như vậy, điện thế φQ chỉ còn phụ thuộc vào nồng độ (hoạt độ) ion H+ của dung dịch khảo sát và được gọi là thế điện cực có điều kiện: 0RT Q   Q ln a H  F  Vì vậy, có thể dùng điện cực quinhydron để đo pH của dung dịch 20