intTypePromotion=1
zunia.vn Tuyển sinh 2024 dành cho Gen-Z zunia.vn zunia.vn
ADSENSE
 » 
 » 

Sáng kiến kinh nghiệm THPT: Bồi dưỡng học sinh giỏi chuyên đề điện hoá học

Chia sẻ: Caphesua | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:50

Thêm vào BST
Báo xấu
24
lượt xem 3
download
 
  Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Mục đích nghiên cứu của đề tài nhằm cung cấp cho học sinh các kiến thức lý thuyết, hệ thống bài tập hợp lí từ đơn giản đến phức tạp, phù hợp với nhiều đối tượng học sinh, kết hợp với các bài tập tổng hợp, bài tập tương tự khi giảng dạy chuyên đề “Điện hoá học”. Hệ thống lý thuyết và bài tập hợp lí sẽ tạo hứng thú học tập cho học sinh, rèn luyện khả năng tư duy, phát huy khả năng tự học, góp phần nâng cao chất lượng bồi dưỡng học sinh giỏi của Trường.

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Sáng kiến kinh nghiệm THPT: Bồi dưỡng học sinh giỏi chuyên đề điện hoá học

  1. SỞ GIÁO DỤC - ĐÀO TẠO AN GIANG TRƯỜNG THPT CHUYÊN THOẠI NGỌC HẦU SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM ĐỀ TÀI: “BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI CHUYÊN ĐỀ ĐIỆN HOÁ HỌC” GIÁO VIÊN: TRƯƠNG THANH HOÁ NĂM HỌC 2018-2019 1
  2. 2
  3. MỤC LỤC Trang Phụ lục II 4 I - Sơ lược lý lịch tác giả 4 II. Sơ lược đặc điểm tình hình đơn vị 4 III - Mục đích yêu cầu của sáng kiến 5 3.1. Thực trạng ban đầu trước khi áp dụng sáng kiến 5 3.2. Sự cần thiết phải áp dụng sáng kiến 6 3.3. Nội dung sáng kiến 7 3.3.1. Các bước thực hiện sáng kiến kinh nghiệm 7 3.3.2. Hệ thống lý thuyết và bài tập điện hoá học 8 I. Các khái niệm cơ bản 8 II. Cặp oxi hoá-khử liên hợp 8 III. Cân bằng phương trình hoá học của phản ứng oxi hoá-khử theo phương 10 pháp ion-electron hay phương pháp bán phản ứng IV. Pin điện hoá 12 4.1. Thí nghiệm về pin điện hoá 12 4.2. Các điện cực 14 4.3. Cách viết sơ đồ pin 15 V. Thế điện cực 15 5.1. Điện cực tiêu chuẩn 15 5.2. Thế điện cực chuẩn 15 5.3. Ý nghĩa của thế điện cực 16 5.4. Suất điện động của pin ở điều kiện tiêu chuẩn 17 5.5. Sự phụ thuộc thế điện cực và suất điện động của pin với nồng độ các chất 17 oxi hoá-khử. Phương trình Nernst VI. Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá-khử 20 VII. Xác định chiều phản ứng oxi hóa- khử trong dung dịch 22 VIII. Các yếu tố ảnh hưởng đến chiều hướng và mức độ xảy ra của các phản 25 ứng oxi hoá-khử 8.1. Thế điện cực 25 8.2. Ảnh hưởng của pH 26 8.3. Ảnh hưởng của chất tạo phức 31 8.4. Ảnh hưởng của sự tạo thành hợp chất ít tan 34 IX. Tính thành phần cân bằng trong dung dịch chứa chất oxi hoá, chất khử 36 IV. Hiệu quả đạt được 44 V. Mức độ ảnh hưởng 47 VI. Kết luận 47 Tài liệu tham khảo 49 3
  4. PHỤ LỤC 2: SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO AN GIANG CỘNG HÒA XÃ HỘI CHỦ NGHĨA VIỆT NAM TRƯỜNG: THPT CHUYÊN THOẠI NGỌC HẦU Độc lập - Tự do - Hạnh phúc An Giang, ngày 18 tháng 02 năm 2019 BÁO CÁO Kết quả thực hiện sáng kiến, cải tiến, giải pháp kỹ thuật, quản lý, tác nghiệp, ứng dụng tiến bộ kỹ thuật hoặc nghiên cứu khoa học sư phạm ứng dụng I - Sơ lược lý lịch tác giả - Họ và tên: TRƯƠNG THANH HOÁ Nam, nữ: NAM - Ngày tháng năm sinh: 16 tháng 06 năm 1986 - Nơi thường trú: 1194B, tổ 60, Bình Đức 1, Bình Đức, Long Xuyên, An Giang - Đơn vị công tác: THPT Chuyên Thoại Ngọc Hầu - Chức vụ hiện nay: Giáo viên - Trình độ chuyên môn: Thạc sĩ - Lĩnh vực công tác: GIÁO DỤC II. Sơ lược đặc điểm tình hình đơn vị Trường THPT Chuyên Thoại Ngọc Hầu là một trong hai trường THPT Chuyên của tỉnh An Giang. Là ngôi trường lâu đời và có chất lượng giáo dục tốt của Tỉnh, Trường luôn được sự quan tâm của lãnh đạo Tỉnh, sự chỉ đạo sâu sát của Sở GD-ĐT, sự hỗ trợ nhiệt tình, tích cực của các ban ngành, đoàn thể các cấp, của ban đại diện cha mẹ học sinh. Ban giám hiệu tạo điều kiện tốt nhất để giáo viên nâng cao năng lực chuyên môn, giáo dục học sinh. Ban giám hiệu, Tổ chuyên môn thường xuyên kiểm tra, dự giờ, góp ý… để giáo viên ngày càng tiến bộ. Đội ngũ giáo viên có năng lực chuyên môn tốt, có trách nhiệm, đoàn kết, có quyết tâm tự học, tự bồi dưỡng, là mũi nhọn trong việc giảng dạy các lớp chuyên và bồi dưỡng học sinh giỏi. Ngoài các hoạt động như các giáo viên ở trường THPT khác, giáo viên còn được tham gia các đợt tập huấn dành riêng cho giáo viên trường Chuyên của Bộ GD-ĐT. Trường cũng có các hoạt động giao lưu, chia sẽ kinh nghiệm giảng dạy, bồi dưỡng học sinh giỏi, nâng cao chuyên môn với Trường THPT Chuyên các tỉnh bạn. Chất lượng tuyển sinh lớp 10 cao nhất tỉnh nên các học sinh đều chăm ngoan, tích cực và có năng lực tiếp thu tốt, phụ huynh rất quan tâm việc học của con em mình, tạo điều kiện thuận lợi cho trường trong việc nâng cao hiệu quả giáo dục học sinh. Số lượng học sinh giỏi cấp Tỉnh hàng năm cao nhất Tỉnh, rất nhiều học sinh được tuyển sinh vào các trường đại học trong nước cũng như du học nước ngoài. Các em trong đội tuyển học sinh giỏi của Nhà trường nhạy bén, thông minh, mạnh dạn, có tinh thần tự học, có sự nỗ lực vượt khó, đam mê với môn học, là những tố chất cần thiết của một học sinh giỏi. Ngoài việc được bồi dưỡng kiến thức tại 4
  5. trường, các em còn được tham gia các cuộc thi như olympic truyền thống 30 tháng 4 của trường THPT Chuyên Lê Hồng Phong (TP. Hồ Chí Minh), Trại hè Phương Nam… để rèn luyện thêm phương pháp làm bài, tạo đà cho các đợt thi học sinh giỏi cấp Tỉnh, cấp Quốc gia. Trường được đầu tư về cơ sở vật chất, trang thiết bị, phòng thí nghiệm phục vụ việc dạy học. Ngoài cơ sở vật chất như các trường THPT khác, Trường còn được cấp các trang thiết bị dành riêng cho trường THPT Chuyên. Tuy nhiên, Trường cũng có một số khó khăn nhất định. Tuy nhiều học sinh đạt kết quả tốt ở kì thi chọn học sinh giỏi cấp tỉnh, máy tính cầm tay, olympic truyền thống 30 tháng 4, trại hè Phương Nam… nhưng số lượng học sinh giỏi cấp quốc gia hàng năm còn ít. Trong năm học 2017-2018, môn Hoá học có một giải ba. Tuy rằng có sự tiến bộ và khởi sắc hơn, nhưng số giải còn rất ít. Do khả năng đạt giải thấp, nhiều học sinh không còn đam mê, chú trọng với thi học sinh giỏi cấp Quốc gia mà chuyển hướng sang thi Đại học. Đề thi học sinh giỏi cấp Quốc gia ngày càng tăng về lượng kiến thức và độ khó nên giáo viên và học sinh được tham gia các đợt tập huấn chuyên môn với các trường Chuyên tỉnh bạn để tiếp cận với đề thi. Tuy vậy, số lượng các đợt tập huấn còn ít và thời gian thường ngắn, chưa đáp ứng yêu cầu. Tên sáng kiến: “BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI CHUYÊN ĐỀ ĐIỆN HOÁ HỌC” Lĩnh vực: HOÁ HỌC III - Mục đích yêu cầu của sáng kiến 3.1. Thực trạng ban đầu trước khi áp dụng sáng kiến Học sinh Trường THPT Chuyên Thoại Ngọc Hầu học theo khung chương trình THPT Chuyên của Bộ GD-ĐT, sử dụng tài liệu giáo khoa chuyên. “Điện hoá học” là một trong những kiến thức quan trọng trong chương trình THPT Chuyên. Nó bao gồm hệ thống kiến thức về phản ứng oxi hoá-khử, thế điện cực, pin điện hoá, cân bằng oxi hoá-khử và các yếu tố ảnh hưởng… Tuy là nội dung quan trọng của chương trình THPT Chuyên nhưng tài liệu giáo khoa Chuyên hoá học chỉ trình bày rất ngắn gọn và sơ lược trong chương VII. “Phản ứng oxi hoá-khử” và chương XIV. “Đại cương về kim loại”. Do nội dung Điện hoá học chỉ dành cho học sinh THPT Chuyên nên nhiều học sinh tỏ ra không hứng thú, không tìm hiểu, nghiên cứu nhiều bài tập khi học về nó. Nhưng nó lại là nội dung thường gặp trong các đề thi chọn đội tuyển thi học sinh giỏi Quốc gia của Tỉnh, cấp Quốc gia. Các bài tập về Điện hoá học thường phức tạp, bài toán bao gồm rất nhiều cân bằng trong dung dịch như cân bằng axit-bazơ, cân bằng trong dung dịch chứa chất điện li ít tan, cân bằng tạo phức, cân bằng oxi hoá-khử… Do đó, trong quá trình giải bài tập, học sinh sẽ gặp rất nhiều khó khăn để có thể ghép nối, liên hệ các cân bằng với nhau nếu không được giáo viên hướng dẫn cụ thể và chưa giải nhiều bài tập phù hợp. 5
  6. Thống kê về số câu hỏi “Điện hoá học” trong đề thi học sinh giỏi: Đề thi chọn đội tuyển thi học sinh giỏi cấp Quốc gia tỉnh An Giang Năm 2012 2013 2014 2015 2016 2017 Số thứ tự câu hỏi 5 4 5 4 3 4 Đề thi học sinh giỏi Quốc gia (ngày 1) Năm 2011 2012 2013 2015 2016 2017 Số thứ tự câu hỏi Câu 4 Câu 3 Câu 4 Câu 5 Câu 3 Câu 6 Câu 5 Câu 6 Bài tập “Điện hoá học” hầu như đều đặn xuất hiện trong đề thi qua các năm, chứng tỏ về tầm quan trọng của việc dạy học, đầu tư cho “Chuyên đề Điện hoá học” của giáo viên và học sinh. Trước đây, hệ thống bài tập tôi hướng dẫn cho học sinh chưa có sự phân hoá nhiều theo đối tượng học sinh, bài tập chưa đa dạng. Đa phần bài tập bài tập thường ngắn, có thể đáp ứng cho thi học sinh giỏi Tỉnh, chưa đủ lượng kiến thức để học sinh thi học sinh giỏi cấp Quốc gia. Thực tế khi giải bài tập hoá học phân tích, học sinh thường mô tả sai, chưa đúng, chưa đủ các cân bằng xảy ra trong dung dịch, không loại bớt cân bằng phụ, phức tạp hoá bài toán là việc học sinh thường xuyên làm sai mà tôi hay gặp. Do đó tôi nghĩ đến cung cấp cho học sinh các kiến thức bổ trợ, hệ thống bài tập hợp lí từ đơn giản đến phức tạp, phù hợp với nhiều đối tượng học sinh, kết hợp với việc cho các bài tập tổng hợp, bài tập tương tự khi giảng dạy chuyên đề Điện hoá học. Tôi đã thực hiện nó trong năm 2017-2018 cho đội tuyển học sinh giỏi của Trường và lớp 10H năm học 2018-2019, cho kết quả khả quan về chất lượng bồi dưỡng học sinh giỏi phần này. 3.2. Sự cần thiết phải áp dụng sáng kiến “Mục tiêu của trường chuyên là phát hiện những học sinh có tư chất thông minh, đạt kết quả xuất sắc trong học tập và phát triển năng khiếu của các em về một số môn học trên cơ sở đảm bảo giáo dục phổ thông toàn diện...”. Như vậy, một trong những nhiệm vụ trọng tâm của trường Chuyên là phải đi đầu trong công tác phát hiện, bồi dưỡng học sinh giỏi, có năng khiếu. Trong quá trình bồi dưỡng học sinh giỏi thì nội dung lý thuyết, hệ thống bài tập phải không ngừng được cập nhật, bổ sung, chỉnh sửa ... để phù hợp xu hướng ra đề, trình độ, khả năng tiếp thu của học sinh. Điện hoá học là một trong những kiến thức quan trọng có mặt trong các đề thi học sinh giỏi các cấp. Nhưng nó chưa được trình bày sâu, chưa đầy đủ trong tài liệu giáo khoa chuyên Hoá học. Các bài tập về Điện hoá học thường phức tạp, ngoài cân bằng oxi hoá-khử, nó còn liên hệ đến hệ thống kiến thức về dung dịch, các cân bằng hoá học khác. Việc 6
  7. giải một bài toán có sự kết hợp của rất nhiều cân bằng hoá học là việc khó với học sinh, kể cả học sinh giỏi. Các lỗi học sinh thường gặp là mô tả sai, chưa đúng, chưa đủ các cân bằng xảy ra trong dung dịch, không loại bớt cân bằng phụ, phức tạp hoá bài toán và giải bài tập chưa thường xuyên. Do đó cần phải cung cấp cho học sinh các kiến thức lý thuyết, hệ thống bài tập hợp lí từ đơn giản đến phức tạp, phù hợp với nhiều đối tượng học sinh, kết hợp với các bài tập tổng hợp, bài tập tương tự khi giảng dạy chuyên đề “Điện hoá học”. Hệ thống lý thuyết và bài tập hợp lí sẽ tạo hứng thú học tập cho học sinh, rèn luyện khả năng tư duy, phát huy khả năng tự học, góp phần nâng cao chất lượng bồi dưỡng học sinh giỏi của Trường. Từ các lý do ở trên nên tôi viết sáng kiến kinh nghiệm “BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI CHUYÊN ĐỀ ĐIỆN HOÁ HỌC” 3.3. Nội dung sáng kiến 3.3.1. Các bước thực hiện sáng kiến kinh nghiệm Bước 1. Tìm hiểu khung chương trình THPT Chuyên, tài liệu giáo khoa chuyên Hoá học, hệ thống bài tập THPT Chuyên về chuyên đề “Điện hoá học”. Tìm hiểu, phân tích các đề thi học sinh giỏi cấp Tỉnh, đề thi học sinh giỏi Quốc gia, olympic 30 tháng 04, trại hè Phương Nam ... để định hướng các kiến thức chuyên sâu cần hướng dẫn, bổ sung cho học sinh. Bước 2. Tìm kiếm các giáo trình, sách tham khảo, tài liệu bồi dưỡng học sinh giỏi, tài liệu Hoá học phân tích để bổ sung, cập nhật thêm kiến thức không được trình bày trong tài liệu giáo khoa Chuyên hoá học. Bước 3. Soạn hệ thống kiến thức phù hợp với từng đối tượng học sinh. Soạn hệ thống bài tập được phân loại theo dạng, từ đơn giản đến phức tạp, phù hợp với đối tượng học sinh (học sinh học trên lớp, học sinh trong đội tuyển thi học sinh giỏi Tỉnh, học sinh thi học sinh giỏi quốc gia). Bổ sung các câu hỏi tổng hợp, các đề thi học sinh giỏi để học sinh rèn luyện, đáp ứng yêu cầu tự học, tự nghiên cứu của học sinh giỏi. Bước 4. Tiến hành giảng dạy trên lớp, hướng dẫn học sinh về kiến thức, phương pháp giải. Hướng đến việc phát huy tính tích cực, chủ động, tự học của học sinh. Thông qua việc tiếp thu kiến thức, tư duy khi giải bài tập của học sinh mà giáo viên ghi nhận lại, bổ sung thêm nội dung, bài tập vào tài liệu, để tài liệu luôn được cập nhật. 7
  8. Bước 5. Giao bài tập tự luyện để học sinh tự giải. Giáo viên giải đáp thắc mắc khi cần thiết. Phát huy cao độ khả năng tự học, tự nghiên cứu ở học sinh giỏi. Bước 6. Tiến hành kiểm tra, đánh giá khả năng tiếp thu của học sinh thông qua bài kiểm tra. Từ đó, giáo viên có thể chỉnh sửa những sai sót của học sinh, điều chỉnh quá trình giảng dạy. 8
  9. 3.3.2. HỆ THỐNG LÝ THUYẾT VÀ BÀI TẬP ĐIỆN HOÁ HỌC I. CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN - Chất khử là chất nhường electron hay là chất có số oxi hoá tăng sau phản ứng. Chất khử còn được gọi là chất bị oxi hoá. - Chất oxi hoá là chất nhận electron hay là chất có số oxi hoá giảm sau phản ứng. Chất oxi hoá còn được gọi là chất bị khử. - Sự oxi hoá (quá trình oxi hoá) một chất là làm cho chất đó nhường electron hay làm tăng số oxi hoá của chất đó. - Sự khử (quá trình khử) một chất là làm cho chất đó nhận electron hay làm giảm số oxi hoá của chất đó. - Phản ứng oxi hoá-khử là phản ứng hoá học trong đó có sự chuyển electron giữa các chất phản ứng ; hay phản ứng oxi hoá-khử là phản ứng hoá học trong đó có sự thay đổi số oxi hoá của một số nguyên tố. Ví dụ 1. Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu Chất khử Chất oxi hoá Sự oxi hoá: Fe → Fe2+ + 2e Sự khử: Cu2+ + 2e → Cu Ví dụ 2. H2 + Cl2 → 2HCl Chất khử Chất oxi hoá 0 +1 Sự oxi hoá: H2   2 H + 2e 0 -1 Sự khử: Cl2 + 2e   2Cl Ví dụ 3. Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O Cl2 vừa là chất khử, vừa là chất oxi hoá 0 1 Sự oxi hoá: Cl2   2Cl + 2e 0 -1 Sự khử: Cl2 + 2e  2Cl II. CẶP OXI HOÁ-KHỬ LIÊN HỢP Phản ứng oxi hoá-khử liên quan đến hai cặp oxi hoá-khử Kh1 Ox1 + ne Ox2 + ne Kh2 Kh1 + Ox2 Ox1 + Kh2 Chất khử Chất oxi hoá dạng oxi hoá dạng khử (1) (2) liên hợp (1) liên hợp (2) Các cặp oxi hoá-khử liên quan : Ox1/Kh1 và Ox2/Kh2 Ví dụ 1. Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu Quá trình oxi hoá: Zn Zn2+ + 2e Chất khử (1) dạng oxi hoá liên hợp (1) 2+ Quá trình khử: Cu + 2e Cu Chất oxi hoá (2) dạng khử liên hợp (2) 9
  10. Các cặp oxi hoá-khử liên quan: Zn2+/Zn và Cu2+/Cu Ví dụ 2. Sn2+ + 2Fe3+ → Sn4+ + 2 Fe2+ Quá trình oxi hoá: Sn2+ Sn4+ + 2e Chất khử (1) dạng oxi hoá liên hợp (1) 3+ Quá trình khử: Fe + e Fe2+ Chất oxi hoá (2) dạng khử liên hợp (2) Các cặp oxi hoá-khử liên quan: Sn /Sn2+ và Fe3+/Fe2+ 4+ Ví dụ 3. 5Fe2+ + 8H+ + MnO4 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O Quá trình oxi hoá: Fe2+ Fe3+ + e Chất khử (1) dạng oxi hoá liên hợp (1) Quá trình khử: 8H+ + MnO4 + 5e Mn2+ + 4H2O Chất dạng khử oxi hoá (2) liên hợp (2) Các cặp oxi hoá-khử liên quan: Fe3+/Fe2+ và MnO4 /Mn2+ Tổng quát: Ox + ne Kh thì cặp oxi hoá-khử là: Ox/Kh Ví dụ 4. Sự khử Cặp oxi hoá-khử Al3+ + 3e Al Al3+/Al Fe2+ + 2e Fe Fe2+/Fe Fe3+ + e Fe2+ Fe3+/Fe2+ 2H+ + 2e H2 2H+/H2 Cl2 + 2e 2Cl- Cl2/2Cl- 8H+ + MnO4 +5e Mn2+ + 4H2O MnO4 /Mn2+ 14H+ + Cr2O72 + 6e 2Cr3+ + 7H2O Cr2O72 /2Cr3+ III. CÂN BẰNG PHƯƠNG TRÌNH HOÁ HỌC CỦA PHẢN ỨNG OXI HOÁ- KHỬ THEO PHƯƠNG PHÁP ION-ELECTRON HAY PHƯƠNG PHÁP BÁN PHẢN ỨNG Các bước cân bằng (ví dụ hoà tan Cu bằng dung dịch HNO3 loãng) : Bước 1: Viết sơ đồ phản ứng (có thể chưa cần viết đầy đủ các chất trong phương trình phản ứng nhưng phải viết đầy đủ các cặp oxi hoá-khử) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O (H2O có thể chưa viết) Bước 2: Tính số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi. Bước 3: Viết quá trình cho và quá trình nhận electron dưới dạng các bán phản ứng theo quy tắc sau: các dạng oxi hoá và dạng khử của các chất oxi hoá và chất khử nếu thuộc chất điện li mạnh và dễ tan thì viết dưới dạng ion chứa nguyên tố cho hoặc nhận electron; còn các chất điện li yếu, chất kết tủa, chất khí thì viết dưới dạng nguyên tử 10
  11. hoặc phân tử. Như vậy, phương pháp bán phản ứng chỉ áp dụng cho các phản ứng xảy ra trong dung dịch. Quá trình oxi hoá: Cu → Cu2+ + 2e Quá trình khử: NO3- + 4H+ +3e  NO + 2H 2O Chú ý: + Số electron cho, nhận cũng giống phương pháp thăng bằng electron. + Tuỳ theo môi trường (axit, bazơ, trung tính) và tuỳ số nguyên tử oxi, ta cần thêm vào vế trái ion H+ hoặc OH- hoặc H2O và vế phải tạo ra H2O hoặc ion H+, OH- . + Tổng điện tích 2 vế bao giờ cũng phải bằng nhau và như vậy có thể cân bằng các phản ứng theo điện tích. Bước 4: Cân bằng số electron cho, nhận ở hai bán phản ứng, sau đó cộng gộp lại. 3x Cu → Cu2+ + 2e 2x NO3- + 4H+ +3e  NO + 2H 2O 3Cu +8H+ + 2NO3-   3Cu 2+ + 2NO + 4H 2O Để chuyển phương trình dạng ion thành dạng phân tử, cần cộng thêm vào hai vế những lượng như nhau các ion trái dấu để bù trừ điện tích. Cộng 2 vế 6NO3- , ta có: 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Các ví dụ điển hình: Môi trường axit: 2MnO-4 + 5SO32- + 6H +   2Mn 2+ +5SO2-4 +3H 2 O Môi trường bazơ: 2MnO-4 + SO32- + 2OH-  2MnO42- +SO42- +3H 2 O Môi trường trung tính: 2MnO-4 + 3SO32- + H2 O   2MnO2 +3SO42- + 2OH- Ví dụ 1: Hoàn thành và cân bằng các phương trình hóa học sau bằng phương pháp thăng bằng ion-electron: (Trích đề thi đề nghị olympic 30 tháng 04 lần 23 - Hoá học 10, THPT Chuyên Bình Long, tỉnh Bình Phước) a) CrO 2 + Br2 + OH-  CrO 24 + ... b) CuxSy + H+ + NO 3  Cu2+ + SO 24 + NO + H2O Hướng dẫn giải: a. 2  CrO 2  4OH   CrO 24  2H 2 O  3e 3  Br2  2e  2Br  2CrO 2  3Br2  8OH   2CrO 24  6Br   4H 2 O b) 2 2  3  Cu x S y  4 yH 2 O  xCu  ySO 4  8yH  (2x  6 y)e (2x  6 y)  NO 3  4H   3e  NO  2H 2 O 3Cu x S y  8xH   (2x  6 y) NO 3  3xCu 2  3ySO 24  (2x  6 y) NO  4xH 2 O 11
  12. Ví dụ 2: Cân bằng các phản ứng sau theo phương pháp ion - electron a) H2S + KMnO4 + H2SO4  S↓ +? +? +H2O b) CuFeS2 + NO3- + H+ → NO↑ + ... (Trích đề thi đề nghị olympic 30 tháng 04 lần 23 - Hoá học 10, THPT Chuyên Lý Tự Trọng, TP. Cần Thơ) Hướng dẫn giải: a) 2x MnO-4 + 5e + 8H+  Mn2+ + 4H2O 5 x S2−  S + 2e 5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4  5 S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O b) 3 x CuFeS2 + 8H2O → Cu2+ + Fe3+ + 2 SO2-4 + 16H+ + 17e 17 x NO3- + 4H+ + 3e → NO + 2H2O 3CuFeS2 + 17 NO3- + 20H+ → 17NO + 3Cu2+ + 3Fe3+ + 6 SO2-4 + 10H2O Ví dụ 3: Cho các phản ứng oxi hóa – khử sau: CuFeSx + O2  Cu2O + Fe3O4 + ... (1) KMnO4 + C6H12O6 + H2SO4  CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O (2) (Trích đề thi đề nghị olympic 30 tháng 04 lần 23- Hoá học 10, THPT Chuyên Nguyễn Quang Diêu, tỉnh Đồng Tháp) a. Cân bằng phản ứng (1) theo phương pháp thăng bằng electron. b. Cân bằng phản ứng (2) theo phương pháp thăng bằng ion – electron. Hướng dẫn giải: a) 12CuFeSx + (12x+11)O2 → 6Cu2O + 4Fe3O4 + 12x SO2 +1 +8/3 +4 2 x 6CuFeSx → 6Cu + 6 Fe + 6x S + (24x + 22)e -2 (12x + 11) x O2 + 4e → 2O b) KMnO4 + C6H12O6 + H2SO4 → CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O 5 x C6H12O6 + 6H2O → 6CO2 + 24H+ + 24e 24 x MnO-4 + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O 24 MnO-4 + 5 C6H12O6 + 72H+ → 30CO2 + 24MnSO4 + 6H2O 24KMnO4 + 5C6H12O6 + 36H2SO4 → 30CO2 + 24MnSO4 + 12K2SO4 + 66H2O IV. PIN ĐIỆN HOÁ 4.1. Thí nghiệm về pin điện hoá 4.1.1. Thí nghiệm Hai cốc thuỷ tinh, một cốc chứa 50 ml dung dịch CuSO4 1M, cốc kia chứa 50ml dung dịch ZnSO4 1M. Nhúng một lá Cu vào dung dịch CuSO4, một lá Zn vào dung dịch ZnSO4. Nối hai dung dịch bằng một ống hình chữ U đựng dung dịch NH4NO3 (hoặc KNO3). Ống này được gọi là cầu muối. Nối lá Zn và lá Cu bằng một vôn kế (hình 1). Thiết bị nói trên được gọi là pin điện hoá. Vì khi nối hai lá kim loại bằng một 12
  13. dây dẫn sẽ đo được một dòng điện đi từ là Cu (điện cực dương) đến lá Zn (điện cực âm) Hình 1. Pin điện hoá Zn-Cu 4.1.2. Hiện tượng Xuất hiện dòng điện một chiều từ lá Cu (cực +) đến lá Zn (cực -). Chú ý rằng, chiều di chuyển của dòng electron ở mạch ngoài thì ngược lại, từ lá Zn (cực -) đến lá Cu (cực +). Suất điện động của pin đo được là 1,10V. Điện cực Zn bị ăn mòn dần. Có một lớp kim loại Cu bám trên điện cực Cu. Màu xanh của cốc đựng dung dịch CuSO4 bị nhạt dần. 4.1.3. Giải thích Tại anot (điện cực -) Điện cực Zn bị oxi hoá Zn → Zn2+ + 2e Do vậy, điện cực Zn bị ăn mòn. Tại catot (điện cực +) Trong cốc đựng dung dịch CuSO4, các ion Cu2+ di chuyển đến điện cực Cu, tại đây chúng bị khử thành Cu kim loại bám trên điện cực đồng Cu2+ + 2e → Cu Nồng độ của Cu2+ trong dung dịch giảm dần, khiến cho màu xanh của dung dịch nhạt dần. Trong quá trình hoạt động của pin điện hoá Zn-Cu, nồng độ ion Zn2+ trong cốc đựng dung dịch ZnSO4 tăng dần, nồng độ ion Cu2+ trong cốc kia giảm dần. Đến lúc nào đó, dòng electron trong dây dẫn không còn, dòng điện tự ngắt. Để duy trì được dòng điện trong quá trình hoạt động của pin điện hoá, người ta dùng cầu muối. Vai trò của cầu muối là trung hoà điện tích của 2 dung dịch : các ion dương NH +4 (hoặc K+) và Zn2+ di chuyển qua cầu muối đến cốc đựng dung dịch CuSO4. 13
  14. Ngược lại, các ion âm NO3- và SO2-4 di chuyển qua cầu muối đến dung dịch ZnSO4. Lưu ý: Sự oxi hoá luôn luôn xảy ra trên anot còn sự khử luôn luôn xảy ra trên catot. Tất cả các pin điện hoá đều hoạt động theo một cơ chế tương tự. Pin điện hoá nói trên, với hai điện cực kẽm - đồng có tên là pin Daniel - Jacobi, thường gọi tắt là pin Daniel. Pin Daniel được biểu diễn bằng sơ đồ quy ước sau đây: (–) Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu (+) Đối với pin (nguồn điện) thì anot là cực âm (–) và catot là cực dương (+). Trong pin điện hóa, các electron chuyển từ anot sang catot nhờ dây dẫn điện, còn chiều dòng điện được quy ước ngược với dòng electron. 4.2. Các điện cực Điện cực là một hệ gồm một thanh dẫn điện (bằng kim loại hay phi kim) tiếp xúc với dung dịch chứa một cặp oxi hoá-khử liên hợp. Có 4 loại điện cực thường gặp a. Điện cực kim loại-ion kim loại (điện cực tan) Gồm một kim loại tiếp xúc với ion của nó trong dung dịch. Ví dụ: thanh Zn tiếp xúc với dung dịch ZnSO4 Zn → Zn2+ + 2e kí hiệu: Zn(r) | Zn2+ Tổng quát: M → Mn+ + ne kí hiệu: M(r) | Mn+ b. Điện cực khí-ion Chất khí tiếp xúc với ion của nó. Ví dụ: điện cực khí hiđro: khí hiđro tiếp xúc với cation H+. Khí H2 sủi bọt trong môi trường axit, sự tiếp xúc điện được thực hiện qua kim loại trơ (Pt) 2H+ + 2e → H2 kí hiệu: Pt(r) | H2 (k) | 2H+(dd) Tổng quát Xn+(dd) + ne → ½ X2 (k) ½ X2 (k) + ne → Xn- (dd) Kí hiệu Pt(r) | X2 (k) | Xn- (dd) c. Điện cực kim loại-muối không tan của kim loại Ví dụ: điện cực bạc-bạc clorua: kim loại (Ag) tiếp xúc với muối không tan của nó (AgCl) đồng thời cũng tiếp xúc với dung dịch chứa muối tan cùng anion (Cl-) AgCl(r) + e Ag(r) + Cl- kí hiệu: Ag(r) | AgCl(r) | Cl- Tổng quát MX(r) + ne M(r) + Xn-(dd) Kí hiệu: M(r) │ MX(r) │ Xn-(dd) d. Điện cực trơ Gồm một mẫu dây kim loại trơ (Pt) tiếp xúc với dung dịch các chất ở hai trạng thái oxi hoá-khử khác nhau. Ví dụ: Fe3+ + e Fe2+ kí hiệu: Pt(r) | Fe3+, Fe2+ Tổng quát Ox + ne Kh kí hiệu: Pt (r)│Ox (dd) , Kh (dd) 14
  15. 4.3. Cách viết sơ đồ pin Theo IUPAC, một pin điện hoá bất kì nào cũng được kí hiệu như sau: - Điện cực âm (anot) viết bên trái, điện cực dương (catot) viết bên phải. - Bề mặt phân chia 2 pha được kí hiệu bằng 1 vạch thẳng đứng ( | ). - Nếu giữa 2 dung dịch không có thế khuếch tán (là thế sinh ra trên ranh giới phân chia 2 dung dịch do sự khác nhau về bản chất của chất điện li hay khác nhau về nồng độ) thì được kí hiệu bằng 2 vạch đứng ( || ). Còn nếu có thế khuếch tán thì dùng kí hiệu ( | ) - Nếu điện cực (hoặc dung dịch) gồm nhiều chất thì giữa các chất có dấu phẩy ( , ). Ví dụ. Viết sơ đồ pin điện tương ứng với từng phản ứng: a) 2Ag+ (dd) + Cu (r) → 2Ag (r) + Cu2+ (dd) b) 2Fe2+ (dd) + Cl2 (k) → 2Fe3+ (dd) + 2Cl- (dd) c) Cl2 (k) + H2 (k) → 2H+ (dd) + 2Cl- (dd) d) Zn (r) + 2AgCl (r) → Zn2+ (dd) + 2Cl- (dd) + 2Ag (r) Hướng dẫn giải: (-) Cu | Cu2+ || Ag+ | Ag (+) (-) Pt | Fe2+, Fe3+ || Cl- | Cl2 | Pt (+) (-) Pt | H2 | H+ || Cl- | Cl2 | Pt (+) (-) Zn | Zn2+ || Cl- | AgCl | Ag (+) V. THẾ ĐIỆN CỰC Thế điện cực là suất điện động của pin được tạo thành bởi điện cực hiđro tiêu chuẩn ghép với điện cực nghiên cứu. 5.1. Điện cực tiêu chuẩn Trong điện cực tiêu chuẩn, nồng độ chất tan là 1,0M, chất khí (nếu có mặt) có áp suất riêng phần bằng 1atm. Nhiệt độ 298K. Điện cực hiđro tiêu chuẩn: gồm một bản platin phủ muội (bột mịn) platin trên bề mặt, hấp phụ khí H2 ở áp suất 1atm ở 298K nhúng vào dung dịch có nồng độ H+ 1,0M. Sơ đồ của điện cực hiđro tiêu chuẩn: Pt │ H2 (1 atm) │H+ (C = 1,0M) Phản ứng tại điện cực hiđro: 2H+ + 2e H2 Quy ước: E02H+ /H =0,00V 2 5.2. Thế điện cực chuẩn Để xác định thế điện cực chuẩn của một điện cực nào đó, người ta thiết lập một pin gồm điện cực chuẩn cần xác định thế và điện cực hiđro tiêu chuẩn, rồi đo hiệu số điện thế lớn nhất giữa hai điện cực. Hiệu số điện thế lớn nhất đo được là thế điện cực chuẩn của điện cực cần xác định, vì thế của điện cực hiđro tiêu chuẩn được quy ước bằng 0,00V. Thế điện cực chuẩn xác định được kí hiệu là E0Ox/Kh . Thế điện cực chuẩn xác định được sẽ có giá trị dương, nếu điện cực cần xác định thế là điện cực dương (catot) so với điện cực hiđro tiêu chuẩn. Ngược lại, nếu điện cực cần xác định thế là điện cực âm (anot) so với điện cực hiđro tiêu chuẩn, thì giá trị đo được sẽ có dấu âm. 15
  16. 5.3. Ý nghĩa của thế điện cực Thế điện cực của một cặp oxi hoá-khử được sử dụng để đánh giá cường độ oxi hoá-khử của cặp oxi hoá-khử đó. Thế càng dương thì dạng oxi hoá càng mạnh, thế càng âm thì dạng khử càng mạnh. So sánh giá trị của thế điện cực để đánh giá chiều của phản ứng oxi hoá-khử. Nếu E = E catot -E anot > 0 thì phản ứng oxi hoá-khử có thể xảy ra. Ví dụ 1: Cho Eo(Ag+/Ag) = +0,80V và Eo(Ni2+/Ni) = -0,23V. Mệnh đề nào sau đây là đúng ? a) Ag+ là tác nhân oxi hóa còn Ni2+ là tác nhân khử. b) Ag+ là tác nhân oxi hóa mạnh hơn Ni2+ và Ag là chất khử mạnh hơn Ni. c) Ni2+ có thể bị khử bỏi bạc kim loại. d) Ag+ là tác nhân oxi hóa mạnh hơn Ni2+ và Ni là chất khử mạnh hơn Ag. e) Ni2+ là tác nhân oxi hóa mạnh hơn Ag+ và Ag là chất khử mạnh hơn Ni. (Trích đề thi Olympic Hoá học Úc 2004) Hướng dẫn giải: Câu d Ví dụ 2: Cho các nửa phản ứng sau: Thế khử chuẩn E0 (V) Al3+ (aq) + 3e → Al (r) -1,66 Ni (aq) + 2e → Ni (r) 2+ -0,25 Hg 2 (aq) + 2e → 2Hg (l) 2+ +0,79 Sn2+ (aq) + 2e → 2Sn (r) -0,14 Ag (aq) + e → Ag (r) + +0,80 Ce (aq) + e → Ce (aq) 4+ 3+ +1,61 a. Trong các chất nêu trên, chất nào là là chất oxi hoá yếu nhất ? Chất oxi hoá mạnh nhất ? b. Chất nào là là chất khử yếu nhất ? Chất khử mạnh nhất ? c. Sn kim loại có khử được Ag+ (aq) thành Ag kim loại không ? Vì sao ? Hg kim loại có khử được Sn2+ (aq) thành Sn kim loại không ? Vì sao ? d. Sn có thể khử được những ion nào ? e. Ion Ag+ có thể oxi hoá được những kim loại nào ? Hướng dẫn giải: a. Giá trị thế khử chuẩn E0 càng dương. Tính oxi hoá càng mạnh. Như vậy, chất oxi hoá yếu nhất là Al3+(aq), chất oxi hoá mạnh nhất là Ce4+ (aq). b. Giá trị thế khử chuẩn E0 càng âm. Tính khử càng mạnh. Như vậy, chất khử mạnh nhất là Al, chất khử yếu nhất là Ce3+ (aq). c. Kim loại có thế điện cực bé đẩy được kim loại có thế điện cực lớn hơn ra khỏi dung dịch của nó. Như vậy: Sn(r) + 2Ag+ (aq) → 2Ag(r) + Sn2+ Hg(l) + Sn2+ (aq) → phản ứng không xảy ra d. Sn(r) có thể khử được các ion Hg 2+2 (aq), Ag+ (aq), Ce4+ (aq). 16
  17. e. Ion Ag+ (aq) có thể oxi hoá được Al(r), Ni(r), Hg(l), Sn(r). 5.4. Suất điện động của pin ở điều kiện tiêu chuẩn E0pin =Ecatot 0 0 -Eanot 0 =E(+) -E0(-) Ví dụ: Cho các nửa phản ứng sau: Thế khử chuẩn E0 (V) Al3+ (aq) + 3e → Al (r) -1,66 Ni2+ (aq) + 2e → Ni (r) -0,25 Hg 2 (aq) + 2e → 2Hg (l) 2+ +0,79 Sn2+ (aq) + 2e → 2Sn (r) -0,14 Ag (aq) + e → Ag (r) + +0,80 Ce (aq) + e → Ce (aq) 4+ 3+ +1,61 a. Viết phương trình hoá học có thế chuẩn dương nhất. b. Nếu ghép hai điện cực Ni2+/Ni và Hg 2+2 /Hg thành một pin điện thì phản ứng sẽ xảy ra như thế nào ? Thế chuẩn của phản ứng ? Vẽ sơ đồ pin. Hướng dẫn giải: Phương trình hoá học có thế khử chuẩn dương lớn nhất : Al(r) + 3Ce4+ → Al3+ + 3Ce3+ E0 = +1,61-(-1,66)=3,27V b. Nếu ghép hai điện cực Ni2+/Ni và Hg 2+2 /Hg thành một pin điện thì phản ứng sẽ xảy ra như sau: Ni + Hg 2+2 → Ni2+ + 2Hg Thế chuẩn của phản ứng Ni → Ni2+ + 2e E0 = +0,25V 2 + 2e → 2Hg Hg 2+ E0 = +0,79V Ni + Hg 2+2 → Ni2+ + 2Hg E0 = 1,04V Sơ đồ pin: (-) Ni | Ni2+ || Hg 2+2 | Hg (+) 5.5. Sự phụ thuộc thế điện cực và suất điện động của pin với nồng độ các chất oxi hoá-khử. Phương trình Nernst Thế điện cực phụ thuộc vào nồng độ của các dạng oxi hoá, khử theo phương trình Nernst. Đối với nửa phản ứng:   b Kh a Ox + n e   RT [Ox]a ln 0 Ta có : EOx/Kh =EOx/Kh + nF [Kh] b R : là hằng số khí lí tưởng, R = 8,314 J.mol-1.K-1. F : là hằng số Faraday, F = 96500C.mol-1. T : Nhiệt độ tuyệt đối, T = t + 273 (K). RT Ở 250C và chuyển ln sang lg thì ln=0,0592 lg F 17
  18. Phương trình Nernst có dạng: 0,0592 [Ox]a lg 0 EOx/Kh =EOx/Kh + n [Kh]b Suất điện động của phản ứng oxi hoá - khử biểu diễn qua nồng độ: Kh1 + Ox2 → Ox1 + Kh2 RT [Kh1 ][Ox 2 ] E = E0 + ln nF [Ox1 ][Kh 2 ] Tổng quát cho một phản ứng biểu diễn qua nồng độ dưới dạng: aA + bB → cC +dD RT [A]a [B]b Ta có thể viết E = E0+ ln nF [C]c [D]d Ở 250C, phương trình Nernst có dạng: 0,0592 [A]a [B]b E=E + 0 lg c d n [C] [D] Ví dụ 1: Tính thế điện cực gồm thanh Cu nhúng trong dung dịch CuSO4 0,1M. Biết E0 = 0,34V Hướng dẫn giải: Cu2+ + 2e Cu 0 0,0592 0,0592 E Cu 2+ /Cu =E Cu 2+ /Cu + lg[Cu 2+ ] = 0,34 + lg 0,1 = 0,3104V 2 2 Ví dụ 2: Tính thế khử của cặp Fe3+/Fe2+ biết nồng độ của Fe3+ và Fe2+ lần lượt là 0,02M và 0,003M. Cho E0 = + 0,77V. Hướng dẫn giải: Fe3+ + e Fe2+ [Fe3+ ] 0,02 E Fe3+ /Fe2+ =E0Fe3+ /Fe2+ +0,0592lg 2+ =0,77+0,0592lg =0,8188V [Fe ] 0,003 Ví dụ 3: Tính thế của điện cực của cặp MnO-4 /Mn2+ ở pH=1 và 8. Coi [ MnO-4 ] = [Mn2+] = 1M. Biết E0 = 1,51V Hướng dẫn giải: MnO-4 + 8H+ + 5e    Mn2+ + 4H2O  0,0592 [MnO-4 ][H + ]8 E MnO- /Mn 2+ = E0MnO- /Mn 2+ + lg 4 4 5 [Mn 2+ ] [MnO-4 ] =1,51 + 0,09472lg[H + ]+ 0,01184lg [Mn 2+ ] Với [ MnO-4 ] = [Mn2+] = 1M và pH = -lg[H+] E MnO- /Mn 2+ =1,51 + 0,09472lg[H + ]=1,51 -0,09472.pH 4 pH = 1 → E MnO  2 = 1,4153V. 4 / Mn 18
  19. pH = 8 → E MnO  2 = 0,7522V. 4 / Mn Ví dụ 4. Cho phản ứng xảy sau ra trong pin: 2Al (r) + 3Mn2+ (dd) → 2Al3+ (dd) + 3Mn (r) a. Tính E pin 0 b. Tính Epin trong các trong hợp sau Trường hợp 1: [Al3+] = 2,0 M, [Mn2+] = 1,0 M Trường hợp 2: [Al3+] = 1,0 M, [Mn2+] = 3,0 M So sánh Epin trong mỗi trường hợp với E0pin Cho E 0Al 3+ /Al =-1,66V; E Mn 0 2+ /Mn =-1,18V Hướng dẫn giải : 0 0 0 a. E pin =E Mn2+ /Mn -E Al3+ /Al =-1,18-(-1,66)=0,48V 0 0,0592 [Mn 2+ ]3 b. E pin =E pin + lg 6 [Al3+ ]2 Với [Al3+] = 2,0 M, [Mn2+] = 1,0 M thì Epin (trường hợp 1) =0,4741V [Al3+] = 1,0 M, [Mn2+] = 3,0 M thì Epin (trường hợp 2) =0,4941V Epin (trường hợp 1) < E pin 0 < Epin (trường hợp 2). 0, 059 0, 059 Ta có: E(-) = E0Al 3+ /Al + lg[Al3 ] và E(+) = E 0Mn2+ /Mn + lg[Mn 2  ] 3 3 Epin = E(+) - E(-) Khi tăng nồng độ Al3+ → E(-) tăng trong khi E(+) không đổi → Epin giảm. Khi tăng nồng độ Mn2+ → E(+) tăng trong khi E(-) không đổi → Epin tăng. Ví dụ 5: Xác định Eopin và Epin dựa trên các bán phản ứng sau: VO+2 + 2H+ + e → VO2+ + H2O E0 = 1,00 V Zn2+ + 2e → Zn E0 = -0,76V Khi t = 250C; [ VO+2 ] = 2,0 M ; [H+] = 0,50 M; [VO2+] = 0,01 M; [Zn2+] = 0,1 M Hướng dẫn giải: 0 Do EVO + 2+ > E0Zn2+ /Zn nên phản ứng xảy ra là: 2 /VO Zn + 2 VO+2 + 4H+     Zn2+ + 2VO2+ + 2H2O 0 0 E0pin = EVO+2 /VO2+ -EZn2+ /Zn =1,00-(-0,76)=1,76V [VO+2 ]2 [H + ]4 22.0,54 Epin = E0pin + 0,0592 lg =1,76 + 0, 0592 lg =1,8902V 2 [Zn 2+ ][VO2+ ]2 2 0,1.0, 012 Ví dụ 6: Tìm suất điện động của pin điện tạo bởi điện cực Zn nhúng trong dung dịch Zn(NO3)2 0,1M ráp với điện cực chì nhúng trong dung dịch Pb(NO3)2 2M Cho E 0Zn /Zn =-0,763V; E Pb 2+ 0 /Pb =-0,126V 2+ Hướng dẫn giải: 0,0592 0,0592 E Zn 2+ /Zn =E 0Zn 2+ /Zn + lg[Zn 2+ ]=-0,763+ lg0,1=-0,7926V 2 2 19
  20. 0,0592 0,0592 E Pb2+ /Pb =E 0Pb2+ /Pb + lg[Pb 2+ ]=-0,126+ lg2=-0,1171V 2 2 → E Pb 2+ /Pb > E Zn2+ /Zn Phản ứng xảy ra trong pin: Zn + Pb2+ → Zn2+ + Pb Epin =EPb2+ /Pb -EZn2+ /Zn =-0,1171-(-0,7926)=0,6755V Ví dụ 7: Xác định hướng của dòng electron và xác định cực dương và cực âm của pin nồng độ sau: Hướng dẫn giải 0,0592 E Fe2+ /Fe =E 0 2+ + lg[Fe 2+ ] Fe /Fe 2 E Fe2+ /Fe tỉ lệ thuận với nồng độ của Fe2+. E(+) > E(-) nên điện cực dương là điện cực sắt nhúng trong dung dịch Fe2+ có nồng độ cao hơn. Điện cực âm là điện cực sắt nhúng trong dung dịch Fe2+ có nồng độ thấp hơn. Các bán phản ứng: Cực (-): Fe(anot) → Fe2+ + 2e Cực (+): Fe2+ + 2e → Fe (bám trên catot) VI. HẰNG SỐ CÂN BẰNG CỦA PHẢN ỨNG OXI HOÁ-KHỬ Phản ứng oxi hoá-khử xảy ra trong pin điện hoá làm xuất hiện một dòng điện. Trong quá trình phóng điện, nồng độ của các chất phản ứng giảm và nồng độ của các sản phẩm tăng. Khi phản ứng đạt tới trạng thái cân bằng thì suất điện động của pin bằng không. Xét phản ứng tổng quát:   cC + dD aA + bB   Phương trình Nernst có dạng: 20
ADSENSE

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

THÔNG TIN
TRỢ GIÚP
HỖ TRỢ KHÁCH HÀNG
Theo dõi chúng tôi

Chịu trách nhiệm nội dung:

Nguyễn Công Hà - Giám đốc Công ty TNHH TÀI LIỆU TRỰC TUYẾN VI NA

LIÊN HỆ

Địa chỉ: P402, 54A Nơ Trang Long, Phường 14, Q.Bình Thạnh, TP.HCM

Hotline: 093 303 0098

Email: support@tailieu.vn

Giấy phép Mạng Xã Hội số: 670/GP-BTTTT cấp ngày 30/11/2015 Copyright © 2022-2032 TaiLieu.VN. All rights reserved.

 

Đồng bộ tài khoản
23=>2