Hóa học 10 - Chuyên đề 8: Điện hóa học

Nội dung text: Hóa học 10 - Chuyên đề 8: Điện hóa học

1. CHUYÊN ĐỀ ĐIỆN HÓA HỌC 8. A. LÍ THUYẾT CƠ BẢN VÀ NÂNG CAO I. SỰ ĐIỆN LI 1. Định nghĩa: Quá trình phân li các chất trong nước ra thành ion gọi là sự điện li. Những chất tan trong nước phân li ra ion gọi là những chất điện li. Vậy axit, bazơ và muối là những chất điện li. Sự điện li biểu diễn bằng phương trình điện li. NaCl Na Cl HCl H Cl 2. Chất điện li mạnh - chất điện li yếu - chất không điện li a) Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước, các phân tử hoà tan đều phân li ra ion (trong phương trình điện li dùng dấu mũi tên →). Thí dụ: 2 Na 2SO4 2Na SO4 Những chất điện li mạnh bao gồm: - Hầu hết các muối như: KNO3 , NH4Cl,CuSO4 , - Các axit mạnh như: HCl,HNO3 ,H2 SO4 ,HClO4 ,HM nO4  - Các bazơ mạnh (bazơ tan) như: bazơ kiếm, Ba(OH)2, Ca(OH)2, b) Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử hoà tan phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch. Quá trình điện li là quá trình thuận nghịch (trong phương trình điện li dùng mũi tên hai chiều). Thí dụ : CH3COOH € CH3COO H Những chất điện li yếu bao gồm: - Các axit yếu: RCOOH,H2CO3 ,H2SO3 ,HNO2 ,H3PO4 ,H2S - Các bazơ yếu: NH4OH,H2 O và các hiđroxit không tan. c) Chất không điện li là những chất khi tan vào nước hoàn toàn không phân li thành các ion. Chúng có thể là những chất rắn như glucozơ C6H12O6, chất lỏng như CH3CHO, C2H5OH, Chú ý: Đối với đa axit hoặc đa bazơ yếu sẽ phân li theo từng nấc: H3PO4 € H2PO4 H 2 H2PO4 € HPO4 H 2 3 HPO4 € PO4 H 3. Độ điện li 훂 Dộ điện li α cho biết phần trăm chất tan phân li thành ion và được biểu diễn bằng tỉ số nồng độ mol của phân tử chất tan phân li thành ion (C) và nồng độ ban đầu của chất điện li (C0): MA € M A Trang 1
2. • Nếu C = 0 chất MA không điện li (α= 0)   0 1 • Nếu C = C0 chất MA điện li hoàn toàn (α = 1)  Chú ý: • Độ điện li α phụ thuộc vào bản chất của chất tan, vào nhiệt độ và nồng độ của dung dịch. Dung dịch càng loãng (C0 càng nhỏ) thì α càng lớn. • Đối với dung dịch axit yếu (α <1). HA € H A Ka Ban đầu: Co 0 0 Phản ứng: C0α C0α C0α Cân bằng: (1- α)C0 C0α C0α H A 2C K 0 a [HA] 1 K Giả sử 1 1 1 a C0 - Đối với dung dịch bazơ yếu (α < 1 ). BOH € B OH Kb H A 2C Tương tự ta cũng có: K 0 b [HA] 1 K Giả sử 1 1 1 b C0 4. Axit - Bazơ - Muối a) Axit • Axit là chất khi tan trong nước phân li ra ion H+ (theo A- re - ni - ut). Thí dụ : HCl H Cl CH3COOH € CH3COO H • Axit là chất nhường proton (H +) để trở thành bazơ liên hợp, axit càng mạnh thì | bazơ liên hợp với nó càng yếu và ngược lại (theo Bronstet). Thí dụ : CH3COOH H2O € CH3COO H3O Như vậy theo thuyết Bronsted, axit có thể là: – Phân tử trung hòa: HCl,H2SO4 ,H3PO4 ,HNO3 , NH4Cl,CuCl2 , HCl H2O Cl H3O 3 3 2 - Cation: NH4 ,Fe H2O ,Al H2O ,Cu H2O , NH4 H2O € NH3 H3O - Anion: HSO4 2 HSO4 H2O € SO4 H3O b) Bazo • Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra ion OH- (theo A- re-ni - ut). Thí dụ : NaOH Na OH • Bazơ là chất có khả năng nhận proton (H +) để trở thành axit liên hợp, bazơ càng mạnh thì bazơ liên hợp với nó càng yêu và ngược lại (theo Bronstet). Thí dụ : Trang 2
3. NH3 H2O € NH4 OH Như vậy theo thuyết Bronsted, bazơ có thể là: - Phân từ trung hòa: NaOH, Ba(OH)2, Cu(OH)2, NH3, Na2CO3 NaOH H3O Na 2H2O - Cation: Fe(OH)2 ,Al(OH)2 , 2 3 Fe(OH) H2O € Fe H2O OH 2 2 2 3 2 - Anion: CO3 ,S ,SO3 ,PO4 ,SO4 ,CH3COO , CH3COO H2O € CH3COOH OH c) Chất lưỡng tính: Là hiđroxit khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit, vừa có thể phân li như bazơ (hoặc vừa có khả năng nhường, vừa có khả năng nhận proton Ho). Thí dụ ZnO,Al O ,PbO, Zn(OH) , Al(OH) ,Pb(OH) ,H O, NaHCO ,NaHS ,NaHSO , NH CO ,. 2 3 2 3 2 2 4 3 4 2 3 NaHCO3 NaOH Na 2CO3 H2O NaHCO3 HCl NaCl CO2 H2O d) Chất trung tính: Là chất không có khả năng nhường và cũng không có khả năng nhận proton (H +). Chất trung tính bao gồm: – Cation kim loại mạnh: Li , Na ,K ,Ca 2 ,Ba 2 , - Anion gốc axit mạnh: ClO4 , NO3 ,Cl ,Br ,I , 5. Sự điện li của nước - pH của dung dịch. a) Sự điện li của nước Nước là chất điện li yếu: H2O H2O € H3O OH hay viết đơn giản: H2O € H OH Tích số nồng độ H + và OH- trong nước nguyên chất hoặc trong nước không quá đặc ở mỗi nhiệt độ là hằng số, gọi là tích số ion của nước (kí hiệu Kw): Kw H . OH Ở 25°C ta có: Từ (5.1) ta suy ra: 7 - Môi trường axit: H OH và H 10 7 - Môi trường trung tính: H OH 10 7 - Môi trường bazơ: H OH và H 10 b) pH dung dịch: Là chỉ số để đo nồng độ (đặc, loãng) của dung dịch axit hay bazơ khi nồng độ của dung dịch nhỏ hơn 0,1 mol/l. Công thức tính: Logarit hoá hai vế của (5.1) ta có trong một dung dịch: Từ (5.3) suy ra: Trang 3
4. - Môi trường axit: pH 7. c) Cách tính pH của một dung dịch • Đối với dung dịch axit mạnh (훼 = 1). HA H A C0 C0 pH lg H lg C0 • Đối với dung dịch bazơ mạnh (훼 = 1) BOH OH B C0 C0 pOH lg OH lg C0 pH 14 pOH • Đối với dung dịch axit yếu (훼 <1). HA € H A Ka H A K và pK lg K a [HA] a a Vì H A hơn nữa lại là một axit yếu nên C<< Co [HA] C0 vậy ta có: 2 H 2 1 Ka H KaC0 pH pKa lgC0 C0 2 • Đối với dung dịch bazơ yếu (α <1): BOH € B OH Kb Bb [OH] K và pK lg K b [BOH] b b Tương tự như trường hợp axit yếu ta cũng có: 1 1 pOH pK lgC pH 14 pOH 14 pK lgC 2 b 0 2 b 0 Trong đó Co là nồng độ ban đầu của axit và bazơ. 6. Muối và sự thủy phân của muối Muối là hợp chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH4 ) và anion gốc axit. Thí dụ : NH4 NO3 NH4 NO3 NaHCO3 Na HCO3 Khi hoà tan vào nước các muối sẽ phân li thành các ion và bị hiđrat hoá. - Muối mà anion gốc axit của muối không còn hiđro có khả năng phân li ra ion H+ được gọi là muối trung hoà. Thí dụ: NaCl,CaCO3 , NH4 NO3 , - Muối mà anion gốc axit của muối vẫn còn hidro có khả năng phân li ra ion H+ được gọi là muối axit. Thí dụ: NaHCO ,Ca HSO , NaHS, NH HSO , 3 3 2 4 4 Trang 4
5. a) Nếu muốn tạo bởi axit mạnh và bazơ mạnh thì quá trình phân li chỉ dừng lại ở các ion bị hidrat hoá và pH của dung dịch này không đổi (pH = 7) quỳ tím không đổi màu. Thí dụ : NaCl (n m)H O Na H O Cl H O 2 2 n 2 m (hay đơn giản NaCl Na Cl ) b) Nếu muốn tạo bởi axit mạnh và bazơ yếu thì khi thủy phân sẽ thu được dung dịch có môi trường axit (pH 7) quỳ tím hoá xanh. Thí dụ : CH3COONa € CH3COO Na (bazơ) (trung tính) CH3COO H2O € CH3COOH OH OH H3O dung dịch có môi trường bazơ ( pH >7). d) Nếu muối tạo bởi axit yếu và bazơ yếu thì khi thủy phân để kết luận dung dịch thu được có môi trường nào ta phải dựa vào hằng số Ka, Kb của axit yếu và | bazơ yếu. Thí dụ : CH3COONH4 CH3COO NH4 (bazơ) (axit) CH3COO H2O € CH3COOH OH Kb NH4 H2O € NH3 H3O Ka - Nếu Ka Kb ∣ H3O OH pH 7 - Nếu Ka Kb H3O OH pH 7 - Néu Ka Kb H3O OH pH 7 7. Các phản ứng xảy ra trong dung dịch a) Phản ứng trao đổi ion • Khái niệm: Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch là phản ứng xảy ra có sự trao đổi ion giữa các chất điện li để tạo thành chất mới, trong đó, số oxi hoá của chúng trước và sau phản ứng không thay đổi. • Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion Phản ứng trao đổi ion chỉ xảy ra trong những trường hợp sau: - Sản phẩm của phản ứng có kết tủa tạo thành. Thí dụ : Na 2SO4 BaCl2 BaSO4  2NaCl - Sản phẩm của phản ứng tạo chất điện li yếu. Thí dụ : CH3COONa HCl CH3COOH NaCl - Sản pham của phản ứng tạo chất dễ bay hơi. Thí dụ : Na CO 2HCl 2NaCl CO  H O 2 3 2 2 NH4Cl NaOH NaCl NH3  H2O Chú ý: Trang 5
6. 1. Nếu trong số các chất tham gia có chất khó tan hoặc điện li yếu thì đối với chương trình phổ thông thường xảy ra 4 trường hợp sau: - Phan ứng do quan hệ đẩy: axit (bazơ) mạnh hơn đẩy axit (bazơ) yếu hơn ra khỏi muối của nó. Thí dụ : CaCO 2HCl CaCl CO  H O 3 2 2 2 CH3COOH NaHCO3 CH3COONa CO2  H2O - Hợp chất ít tan chuyển thành hợp chất khó tan. Thí dụ : Ca(OH)2 CO2 CaCO3  H2O ít tan khó tan - NH4OH điện li yếu cho kết tủa các hiđroxit khó tan. Thí dụ : 3NH4OH AlCl3 Al(OH)3  3NH4Cl - H2S điện li yếu cho kết tủa các sunfua kim loại nặng (Cu, Zn, Ag, ) không tan trong axit mạnh (HSO 4, HCl). Thí dụ : CuSO4 H2S CuS  H2SO4 màu đen 2. Một số chất kết tủa có khả năng tạo phức chất tan Bạc clorua và các hiđroxit của các kim loại đồng, bạc, kẽm không tan trong nước nhưng tan được trong dung dịch amniac dư do tạo thành phức chất tan. M 2NH M NH M : Ag ,Cu 3 3 2 2 M2 4NH M NH M2 : Zn2 ,Cu2 3 3 4 Thí dụ: AgCl 2NH Ag NH Cl 3 3 2 2 Cu(OH) 4NH Cu NH 2OH 2 3 3 4 b) Phản ứng axit - bazơ Phản ứng axit - bazơ là phản ứng trong đó có sự cho nhận proton H + (trường hợp đặc biệt của phản ứng trao đổi ion). Thí dụ : NaOH HCl NaCl H2O 3NH3 3H2O FeCl3 Fe(OH)3  3NH4Cl NaAlO2 CO2 H2O NaHCO3 Al(OH)3  CH3COONa NaHSO4 CH3COOH Na 2SO4 Ví dụ 1: Trộn V lít dung dịch chứa NaOH 0,1M và Ba(OH) 2 0,2M với 400 ml dung dịch chứa HCl + HNO3 có pH = 2. Kết thúc phản ứng thu được dung dịch có pH = 4. Tính giá trị của V. . Giải NaOH Na OH 0,1V 0,1V 2 Ba(OH)2 Ba 2OH 0,2V 0,2V 0,4V nOH 0,1V 0,4V 0,5V mol 400 ml dung dịch chứa HCl + HNO có pH = 2 n = 0,4.0,01 = 0,004 mol 3 H Dung dịch thu được có pH = 4> 7 H còn, OH- hết H OH H O 2 0,5V  0,5V Trang 6
7. n còn = 0,004 - 0,5V = 104.(V + 0,4)= V = 7,92 ml. H Ví dụ 2: Nhỏ rất từ từ 30 ml dung dịch chứa HCl và HNO 3 có pH = 1 vào 10 ml dung dịch chứa Na2CO3 0,1M và NaHCO3 0,15M. Kết thúc phản ứng thu được dung dịch X và V lít CO2 (đktc). a) Tính giá trị của V. b) Tính thể tích dung dịch Ba(OH)2 0,1M cần dùng để phản ứng vừa hết với dung dịch X. Giải a) n 0,01.0,1 0,001mol;n 0,01.0,15 0,0015mol Na2CO1 NaHCO3 2 Na 2CO3 2Na CO3 10 3 10 3 3 NaHCO3 Na HCO3 1,5.10 3 1,5.10 3 30 ml dung dịch chứa HCl và HNO có pH = 1 n = 0,003 mol 3 H 2 3 CO3 H HCO3 10 3 10 3 10 3 3 3 3 n 10 1,5.10 2,5.10 mol  HCO3 n dư 0,003 0,001 0,002mol H HCO3 H CO2  H2O 0,002  0,002 0,002 V 0,002.22,4 0,0448lit 44,8ml CO2 3 3 4 b) Dung dịch X chứa : Na ,Cl , NO3 và HCO3 : 2,5.10 2.10 5.10 mol X + Ba(OH)2: Gọi V là thể tích dung dịch Ba(OH)2 cần thêm vào để phản ứng vừa hết với dung dịch X. Ta có : 2 Ba(OH)2 Ba 2OH 0,1V 0,2V 2 OH HCO3 CO3 H2O 5.10 4  5.10 4 2 2 Ba CO3 BaCO3  0,2V 5.10 4 V 2,5.10 3 lit 2,5ml Ví dụ 3: Trộn 100 ml dung dịch chứa HCl 0,1M và H 2SO4 0,1M với 150 ml dung dịch chứa NaOH 0,1M và Ba(OH)2 0,05M, kết thúc các phản ứng thu được dung dịch X và m gam kết tủa. a) Tính m. b) Tính pH của dung dịch X. Giải a)n n HCl 2n H SO 0,01 0,02 0,03mol;n 2 0,01mol H 2 4 SO4 n n 2n 0,0225mol OH NaOH Ba(OH)2 n 2 n 0,05.0,15 0,0075mol Ba Ba(OH)2 H OH H2O 0,0225  0,0225 n H còn 0,03 0,0225 0,0075mol Trang 7
8. Ba 2 SO2 BaSO  4 4 0,0075 0,0075 m 233.0,0075 1,7475gam 0,0075 b) H 0,03M pH lg H lg 0,03 1,52 0,1 0,15 Ví dụ 4: a) Hòa tan từng muối NaCl, NH Cl, NaHSO , Na S,Cu NO vào nước thành 5 dung dịch, sau 4 4 2 3 2 đó cho vào mỗi dung dịch một ít quỳ tím. Hỏi dung dịch có màu gì ? Tại sao ? b) Trộn 250 ml dung dịch hỗn hợp gồm HCl 0,08M + H 2SO4 0,01M với 250 ml dung dịch NaOH aM, được 500 ml dung dịch có pH = 12. Tính a. Giải a) - Dung dịch NaCl : Quỳ không đổi màu và NaCl tạo bởi axit mạnh và bazơ mạnh - Dung dịch NaHSO , NH Cl,Cu NO : Quỳ có màu đỏ vì các muối này bị thuỷ phân cho dung dịch có 4 4 3 2 môi trường axit. NaHSO4 Na HSO4 2 HSO4 H2O € SO4 H3O NH4Cl NH4 Cl NH4 H2O € NH3 H3O Cu NO H O Cu H O 2 2NO 3 2 2 2 3 2 Cu H2O H2O € Cu(OH) H3O b) n H = 0,25.0,08 + 2.0,25.0,01 = 0,025 (mol) Dung dịch thu được có pH = 12 > 7 OH còn, H+ hết H OH H2O 0,025 0,025 - 0,25a 0,025 [OH ]còn 0,01 a 0,12M 0,5 Ví dụ 5: Có 5 lọ mất nhãn đựng một trong các dung dịch sau : NH 4Cl, MgSO4, ZnCl4, NaCl. Chỉ dùng thêm dung dịch K2S làm thuốc thử. Hãy trình bày phương pháp hoá học để phân biệt các dung dịch trên. Viết phương trình hoá học xảy ra (nếu có) dưới dạng ion thu gọn. Giải Cho dung dịch K2S tác dụng lần lượt với các dung dịch trên. Nhận ra: - Dung dịch NH4Cl :Có khí thoát ra, mùi khai khi đun nóng. 2 t0 NH4 S  NH3  HS (mùi khai) - Dung dịch AlCl3 :Có kết tủa trắng keo xuất hiện 3 2 Al 3S 3H2O Al(OH)3  3HS (trắng keo) - Dung dịch NaCl : Không hiện tượng - Dung dịch MgSO4 và ZnCl2 : Có kết tủa trắng xuất hiện 2 2 Mg 2S 2H2O Mg(OH)2  2HS Trang 8
9. (màu trắng) Zn2 S2 ZnS  (màu trắng) Lọc lấy kết tủa cho phản ứng với dung dịch NH4Cl đun nóng. Kết tủa nào tan là Mg(OH) 2 → Dung dịch ban đầu là MgSO4. t0 2 Mg(OH)2 2NH4  2Mg NH3  2H2O Dung dịch còn lại là ZnCl2. Chuyên đề và đề thi học sinh giỏi Hóa 10-11-12 nhóm vừa hoàn thành, thầy cô cần tài liệu file Word vui lòng liên hệ Zalo nhóm 0988166193 để có tài liệu nhé Ví dụ 6: Trộn 100ml dung dịch X gồm KHCO 3 1M và K2CO3 1M vào 100ml dung dịch Y gồm NaHCO3 1M và Na2CO3 1M thu được dung dịch Z. Nhỏ từ từ 100ml dung dịch A gồm H 2SO4 1M và HCl 1M vào dung dịch Z thu được V lít CO2 (đktc). Tính giá trị của V. Giải 2 2- Dung dịch X và Y có cùng số mol HCO3 và CO3 Dung dịch Z chứa: HCO3 :0,2 mol; CO3 : 0,2 mol. HCl : 0,1(mol) Dung dịch A chứa: H2SO4 : 0,1(mol) n 0,1 0,2 0,3mol H Khi nhỏ từ từ dung dịch A vào dung dịch Z: Phản ứng xảy ra theo thứ tự: CO2 H HCO (1) 3 3 0,2 0,2 0,2 + nH dư 0,3 0,2 0,1mol ; n = 0,2 + 0,2 = 0,4 mol. HCO3 H HCO3 CO2  H2O (2) 0,1 0,1 0,1 (2) V 0,1.22,4 2,24 lít CO2 Ví dụ 7: Cho m gam NaOH vào 2 lít dung dịch NaHCO3 nồng độ a mol/l, thu được 2 lít dung dịch X. Lấy 1 lít dung dịch X tác dụng với dung dịch BaCl2 (dư) thu được 11,82 gam kết tủa. Mặt khác, cho 1 lít dung dịch X vào dung dịch CaCl2 (dư) rồi đun nóng, sau khi kết thúc các phản ứng thu được 7,0 gam kết tủa. Tính giá trị của a và m. Giải 1 • X BaCl : 2 2 2 2 Ba CO3 BaCO3  0,06  0,06 1 X CaCl : 2 2 t0 2 2HCO3  CO2  H2O CO3 x/2 0,25x 2 2 Ca CO3 CaCO3  (0,25x + 0,06) → (0,25x + 0,06) = 0,07 x=0,04 mol 2 HCO3 OH CO3 H2O 0,12  0,12  0,12 Trang 9
10. n 0,12 0,04 0,16mol a 0,08mol /1  HCO3 m 40.0,12 4,8gam 2+ + - - - Ví dụ 8: Dung dịch X chứa các ion: Ca , Na , HCO3 và Cl , trong đó số mol của ion Cl là 0,1. Cho 1/2 dung dịch X phản ứng với dung dịch NaOH (dư), thu được 2 gam kết tủa. Cho 1/2 dung dịch X còn lại phản ứng với dung dịch Ca(OH) 2 (dư), thu được 3 gam kết tủa. Mặt khác, nếu đun sôi đến cạn dung dịch X thì thu được m gam chất rắn khan. Tính giá trị của m. Giải • 1/2X + Ca(OH)2 dư: HCO3 hết 2 Ca HCO3 OH CaCO3  H2O 0,03  0,03 n (X) 0,06mol HCO3 • 1/2X + NaOH dư: 2 Ca HCO3 OH CaCO3  H2O 0,02  0,02  0,02 2 nCa (X) 0,04mol Theo ĐLBT điện tích: 2.0,04 n Na 0,06 0,1 n Na 0,08mol Khi đun sôi dung dịch X: t0 2 2HCO3  CO3 CO2  H2O 0,06 → 0,03 m 40.0,04 23.0,08 35,5.0,1 60.0,03 8,79gam 2 + - Ví dụ 9: Dung dịch X chứa các ion: HCO3 ;Ba ; Na ;Cl ;tổng số mol Na và Cl là 0,15 mol. Chia X thành hai phần bằng nhau. Cho phần 1 phản ứng với lượng dư dung dịch NaOH, kết thúc phản ứng thấy có 9,85 gam kết tủa xuất hiện. Cho dung dịch NaHSO 4 tới dư vào phần 2, sinh ra 1,68 lít khí CO 2 (đktc). Tính tổng khối lượng muối trong dung dịch X. Giải 1 1,68 X NaHSO : n 0,075mol 2 4 cO2 22,4 2 HCO3 HSO4 CO2  SO4 H2O 0,075  0,075 n (X) 2.0,075 0,15mol HCO3 1 9,85 • X NaOH : n 0,05mol 0,075 Ba 2 hết, CO2 còn 2 BaCO3 197 3 2 HCO3 OH CO3 H2O 0.075 → 0.075 2 2 Ba CO3 BaCO3  0,05  0,05 Mặt khác : n n 0,15 (1) Na Cl Theo định luật bảo toàn điện tích: Trang 10
11. 2n 2 n n n n n 2.0,1 0,15 0,05 (2) Ba Na HCO3 Cl Cl Na Từ (1) và (2): n 0,1mol;n 0,05mol Cl Na Khối lượng muối trong X là 137.0,1 61.0,15 35,5.0,1 23.0,05 27,55 gam 2 Ví dụ 10: Dung dịch X chứa: HCO3 ,Ba , Na và 0,3mol Cl .Cho 1/2X tác dụng với dung dịch NaOH dư, kết thúc phản ứng thu được 9,85 gam kết tủa. Mặt khác, cho lượng dư dung dịch NaHSO 4 vào 1/2X còn lại, sau phản ứng hoàn toàn thu được 17,475 gam kết tủa. Đun nóng toàn bộ lượng X trên tới; phản ứng hoàn toàn, lọc bỏ kết tủa rồi cô cạn nước lọc thì thu được bao nhiêu gam muối khan ? Giải 1 X + NaHSO4 dư : 2 2 HCO3 HSO4 SO4 CO2  H2O 2 2 Ba SO4 BaSO4  2 Ba HSO4 BaSO4  H (nếu có) 17,475 n 2 (X) 2n 2 0,15mol Ba BaSO4 233 1 9,85 X + NaOH dư: n 0,05mol 2 BaCO3 197 2 HCO3 OH CO3 H2O 0,05  0,05 2 2 Ba CO3 BaCO3  0,05 0,05  0,05 n (X) 2.0,05 0,1mol HCO3 Theo định luật bảo toàn điện tích : 2n 2 n n n n 0,1 0,3 2.0,15 0,1mol Ba Na HCO3 Cl Na Đun nóng X: t0 2 2HCO3  CO3 CO2 H2O 0,1 → 0,5 2 2 Ba CO3 BaCO3  0,05  0,05  0,05 n còn 0,15 0,05 0,1mol Ba2 Dung dịch nước lọc chứa BaCl2 và NaCl. m . mBaCl mNaCl 208.0,1 58,5.0,1 26,65gam mu oi 2 + 3+ 2 Ví dụ 11: Dung dịch X gồm 0,1 mol H , z mol Al , t mol NO3 và 0,02 mol SO4 . Cho 120 ml dungdịch Y gồm KOH 1,2M và Ba(OH)2 0,1M vào X, sau khi các phản ứng kết thúc, thu được 3,732 gam kết tủa. Tính giá trị của z và t. Giải Áp dụng định luật bảo toàn điện tích ta có : 0,1 + 3z = t + 0,04 n 2 0,012 n 2 0,02 n BaSO 0,012mol mBaSO 2,796gam Ba SO4 4 4 Trang 11
12. m 3,732 2,796 0,936gam n 0,012mol Al(OH)3 Al(OH)3 n (Y ) 1,2.0,12 2.0,1.0,12 0,168(mol)  OH H OH H2O 0,1 0,1 - 3+ - Số mol OH dùng để phản ứng với Al = 0,168 - 0,1 = 0,068 (mol) > nOH (trong kết tủa) =3.0,012 = - - 0,036 (mol) Số mol OH trong [Al(OH)4] = 0,068 -0,036 = 0,032 (mol) 0,032 n 0,012 0,02(mol) z t 0,12(mol)  Al3 4 2 2 Ví dụ 12: Dung dịch X chứa các ion: HCO3 , Na ,SO4 ,CO3 , NH4 và Cl . Chia X thành hai phần bằng nhau. Phần 1 phản ứng vừa đủ với 350 ml dung dịch HCl 1M, sinh ra 4,48 lít CO2 (đktc). Cho phần 2 tác dụng vừa đủ với dung dịch BaCl2 thu được dung dịch Y và 52,85 gam kết tủa. Cô cạn Y rồi nung đến khối lượng không đổi, còn lại 31,59 gam một muối duy nhất. a) Tính thể tích dung dịch Ba(OH)2 1M tối thiểu cần dùng để phản ứng hết với dung dịch X. b) Tính nồng độ mol các ion trong X. Coi thể tích dung dịch X ban đầu là 500 ml. Giải a) 1 4,48 • X HCl : n n 0,35mol;n 0,2mol 2 HCl H CO2 22,4 2 CO3 2H CO2  H2O x → 2x → x HCO3 H CO2  H2O y → y → y 2x y 0,35 x 0,15 Ta có hệ: x y 0,2 y 0,05 1 • X BaCl : 2 2 Ba 2 CO2 BaCO  3 3 0,15  0,15 0,15 2 2 Ba SO4 BaSO4  z → z → z mkết tủa 197.0,15 233z 52,85 z 0,1mol Dung dịch Y chứa : HCO3 , Na ,Cl và NH4 . Khi cô cạn Y rồi nung đến khối lượng không đổi còn lại một muối duy nhất Đó là muối NaCl rất bền với nhiệt, không bị phân tích khi đun nóng. Gọi t là số mol Cl- chứa trong 1/2X. Ta có : 31,59 n n t 0,5 0,54 Na Cl 58,5 t 0,04mol;n n 0,05mol NH4 HCO3 t0 NH4HCO3  NH3  CO2  H2O - + 2 2 Dung dịch X chứa : 0,08 mol Cl , 1,08 mol Na , 0,2 mol SO4 , 0,3 mol CO3 ,0,1 molHCO3 và 0,1 mol NH4 • X + Ba(OH)2 : Trang 12
13. NH4 OH NH3 H2O 2 HCO3 OH CO3 H2O 0,1 0,1 0,1 n 2 0,1 0,3 0,4mol  CO3 Ba 2 CO2 BaCO  3 3 0,4  0,4 Ba 2 SO2 BaSO  4 4 0,2  0,2 0,6 n n 2 0,6mol V 0,6 lít Ba(OH)2 Ba dd Ba(OH)2 1 b) Nồng độ mol các ion trong X: 1,08 0,1 Na 2,16M; NH 0,2M HCO 0,5 4 0,5 3 0,2 0,3 SO2 0,4M; CO2 0,6M 4 0,5 3 0,5 0,08 Cl 0,16M 0,5 Ví dụ 13: Hỗn hợp X chứa NaHCO 3 và Na2CO3. Cho m gam X vào dung dịch BaCl2 (dư), kết thúc phản ứng thu được 29,55 gam kết tủa. Mặt khác, cũng m gam X trên phản ứng với lượng dư dung dịch Ca(OH)2, sinh ra tối đa 20 gam kết tủa. Tính m. Giải 29,55 X BaCl : n 0,15mol 2 BaCO3 197 2 2 Ba CO3 BaCO3  0,15  0,15 20 X Ca(OH) : n 0,2mol 2 CaCO2 100 2 HCO3 OH CO3 H2O X → x 2 2 Ca CO3 CaCO3  (x + 0,15) → (x + 0,15) n x 0,15 0,2 x 0,05mol CaCO3 m 84.0,05 106.0,15 20,1gam Ví dụ 14: Dung dịch X chứa HCl 0,1M và H2SO4 0,05M. Dung dịch Y chứa NaOH 2M và Ba(OH)2 MM. Cho 100 ml dung dịch X vào 100 ml dung dịch Y thu được dung dịch Z và 1,0485 gam kết tủa. Cho Z tác dụng với dung dịch Ba(HSO3)2 dư, xuất hiện 0,9845 kết tủa. Tính giá trị của a và b. Giải n n 2n 0,1.0,1 2.0,05.0,1 0,02mol H HCl H2SO4 n 2 nH SO 0,05.0,1 0,005mol SO4 2 4 n n 2n (0,1a 0,2b)mol ; n 2 n 0,1b mol OH NaOH Ba(OH )2 Ba Ba(OH)2 1,0485 2 2 nBaSO 0,0045mol n 2 0,005mol Ba hết, SO4 còn 4 233 SO4 Trang 13
14. • X + Y : Có phản ứng giữa các ion đối kháng. 2 2 Ba SO4 BaSO4  0,1b → 0,1b 0,1b = 0,0045 b = 0,045M H OH H O 2 0,02 0,02 Ở đây OH còn dư vì Z tác dụng với Ba(HSO3)2 dư, luôn sinh ra kết tủa BaSO4: 0,005 - 0,0045 = 0,0005 mol Ứng với m = 233.0,00005 = 0,1165 gam< 0,9845 gam nên có thêm kết tủa BaSO : BaSO4 3 0,9845 0,1165 0,004mol 217 2 Ba HSO3 OH BaSO3  H2O 0,004  0,004 0,1a + 0.2.0,045 = 0,004 + 0,02 a= 0,15M Ví dụ 15: a) Tính độ điện li của dung dịch CH3NH2 0,010M. b) Độ điện li thay đổi ra sao khi: - Pha loãng dung dịch ra 50 lần. - Khi có mặt NaOH 0,001 OM. - Khi có mặt CH3COOH 0,001 OM. - Khi có mặt HCOONa 1,00M. + 10,64 Biết: CH3NH2 + H → CH3NH3 ; K= 10 - + 4,76 CH3COOH € CH3COO + H ; K= 10 Giải a) Tính độ điện li của dung dịch CH3NH2 0,010M: 10 14 CH NH H O € CH NH OH K 10 3.36 3 2 2 3 3 b 1010.64 Ban đầu: 0,01 Cân bằng: 0,01 - x x x x2 1,8810 3 K 10 3,36 x 1,88.10 3 100 18,8% b 0,01 x 10 2 b) Độ điện li thay đổi ra sao khi - Pha loãng dung dịch ra 50 lần: 10 2 x2 C 2.10 4 10 3,36 x 1,49.10 4 M CH3NH2 50 2.10 4 x 1,49.10 4 100 74,5% 2.10 4 - Khi có mặt NaOH 0,0010M: NaOH Na OH 10 3 → 10 3 3,36 CH3NH2 H2O € CH3NH3 OH Kb 10 (1) Ban đầu: 0,01 0 10 3 Cân bằng: 0,01 - x x 10 3 + x Trang 14
15. 3 x 10 x 1,49.10 3 100 10 3,36 x 1,49.10 3 M 14,9% 0,01 x 0,01 α giảm vì OH- của NaOH làm chuyển dịch cân bằng (1) sang trái. - Khi có mặt CH3COOH 0,0010M: 4,76 CH3COOH € CH3COO H ; Ka 10 10,64 CH3NH2 H € CH3NH3 ; K 10 5,88 CH3COOH CH3NH2 € CH3NH3 CH3COO ;K Ka .K 10 K rất lớn, phản ứng xảy ra hoàn toàn 3 3 C CCH COOH 10 M ; CCH NH 9.10 M CH3NH3 3 3 2 3 CH3NH2 H2O € CH3NH3 OH ; Kb 10 C: 9.10-3 10-3 0 [ ] : (9.10-3 – x) 10-3 + x x 3 x 10 x 10 3 1,39.10 3 10 3.36 x 1,39.10 3 M .100 23,9% 9.10 3 x 10 2 α tăng và CH3NH2 tương tác với CH3COOH. - Khi có mặt HCOONa 1,00M; HCOONa HCOO Na 1,00 1,00 HCOO I2O € HCOOH OH Kb (1) 10 14 CH NH H O € CH NH OH K 10 3,36 (2) 3 2 2 3 3 b 1010,64 14 4,76 10 9.24 3.36 KaHCOOH KaCH COOH (10 ) nên Kb 4,76 10 Kb 10 3 10 Vậy cân bằng (1) không ảnh hưởng gì đến cân bằng (2) và do đó độ điện li α của CH 3NH2 không thay đổi khi có mặt HCOONa. II. ĐIỆN CỰC CÁC LOẠI ĐIỆN CỰC - ĐIỀU KIỆN CHUẨN CỦA CÁC LOẠI ĐIỆN CỰC 1. Điện cực a) Khái niệm: Điện cực là một hệ gồm một thanh kim loại, hoặc thanh kim loại phủ muối của nó được nhúng vào dung dịch có chứa ion kim loại đó hoặc một thanh kim loại trơ mà trên đó được phủ muối của kim loại bão hoà, hoặc một chất khí nhúng vào dung dịch chứa ion kim loại đó. b) Các loại điện cực • Điện cực kim loại Khi nhúng một thanh kim loại vào nước thì do tác dụng của các phân tử có cực của nước, các ion kim loại bị tách ra khỏi bề mặt kim loại tạo thành ion hiđrat hoá, còn các electron ở lại trong thanh kim loại. Tuy nhiên quá trình này bị ngừng ngay vì điện tích trong kim loại và dung dịch là khác dấu. Kết quả tạo nên cân bằng động sau: n M mH2O € M .mH2O ne (trong kim loại) n M - kí hiệu nguyên tử kim loại trong kim loại rắn; M .mH2O - ion kim loại hiđrat hoá. Nếu hoà tan một lượng muối kim loại chứa M n+ vào nước thì cân bằng sẽ bị chuyển dịch từ phải sang trái, nghĩa là số ion Mn” trở lại vào thanh kim loại. Vậy cân bằng trên vẫn được thiết lập khi nhúng kim loại vào dung dịch muối của nó và khi đó ta có một điện cực kim loại. Trang 15
16. Ở ranh giới kim loại và dung dịch của điện cực có một lớp điện tích kép, do đó sinh ra một hiệu số điện thế giữa chúng. Giá trị của hiệu số điện thế này phụ thuộc vào bản chất của kim loại, bản chất của dung môi, nồng độ ion Mn+ và nhiệt độ, nghĩa là phụ thuộc vào lớp điện tích kép trên. • Điện cực trơ nhúng trong dung dịch có chứa cặp oxi hoá - khử Điện cực trơ: Là điện cực mà ion của nó không thể chuyển vào dung dịch, đó là điện cực làm từ các kim loại rất bền về mặt hoá học như platin, vàng, Khi nhúng Pt vào dung dịch chứa cặp oxi hoá - khử chẳng 3+ hạn như dung dịch FeCl2 - FeCl3 thì ion Fe sẽ lấy electron của Pt theo phương trình: Fe3 1e Fe2 Thanh Pt lúc này sẽ tích điện dương, còn dung dịch chứa ion Cl - sẽ tích điện âm. Chính điện tích dương trên thanh sẽ ngăn cản không cho Fe 3+ đến tiếp tục lấy electron. Mặt khác thanh Pt sẽ lấy electron của Fe2+. Kết quả lập thành cân bằng động: Fe3 1e € Fe2 Vậy giữa kim loại và dung dịch chứa cặp oxi hoá - khử sẽ lập nên một điện cực. Kí hiệu: Pt |Fe3+ ,Fe2+ • Điện cực khí Là điện cực tiếp xúc với không khí và dung dịch chứa dạng oxi hoá hoặc dạng khử của nó. Vật liệu dùng làm điện cực phải không được chuyển ion của nó vào dung dịch và không tác dụng hoá học với khí nhưng có khả năng hấp thụ khí và xúc tác cho phản ứng. Ví dụ: Điện cực hiđro làm bằng platin có phủ lớp muội Pt có khả năng hấp thụ một lượng lớn khí H 2, được nhúng vào dung dịch H2SO4 (chứa HBO dạng oxi hoá của Hạ) có cân bằng: 2H3O 2e € H2 (k) 2H2O Vậy giữa điện cực và dung dịch xuất hiện một hiệu số điện thể tương tự như hai điện cực đã xét ở trên. • Điện cực chuẩn hiđro. Vì không thể xác định được giá trị tuyệt đối của hiệu số điện thế giữa điện cực và dung dịch, nên phải qui ước lấy một điện cực nào đó làm chuẩn và gán cho nó một giá trị hiệu số điện thế. Người ta qui ước lấy điện cực chuẩn hiđro làm chuẩn. Đó là điện cực khí được mô tả ở trên với những điều kiện sau: - Áp suất (chính xác hơn là hoạt áp) của Hy khí bằng 1 atm. - Nồng độ (chính xác hơn là hoạt độ) của H2O bằng 1 mol/l Trong điều kiện như vậy, hiệu số điện thế của điện cực với dung dịch ở nhiệt độ bất kì được quy ước bằng 0 0,00 V và được kí hiệu E 0,00Vnghĩa là hiệu số điện thế này ứng với quá trình cân bằng ở điện H3O /H2 cực như sau: 2H3O 2e € H2 (k) 2H2O(l) Giá trị hiệu số điện thế này bây giờ gọi là thế điện cực chuẩn của hiđro hoặc thế khu chuẩn của hiđro. • Điện cực kim loại và muối khó tan của nó Là hệ gồm kim loại phủ muối khó tan của nó nhúng vào dung dịch chứa anion của muối khó tan trên. Kí hiệu: M,MA∣ An hoặc An ∣ MA, M Tồn tại cân bằng: MA(r) ne € M(r) An - - Ví dụ: Ag, AgCl | Cl , điện cực calomen: Pt, Hg, Hg2Cl2 | Cl • Điện cực calomem bão hoà: Là điện cực gồm có thanh Pt phủ một lớp Hg, HgCl2 (là một muối ít tan của Hg) nhúng vào dung dịch KCl bão hoà. Do trong dung dịch KCl bão hoà [Cl-] coi như không đổi 2 Hg cũng coi như không đổi. Chính vì vậy thế điện cực của điện cực calomem bão hoà cũng coi như không đổi và bằng 0,244 V. Do đó, cũng giống như điện cực hiđro tiêu chuẩn, điện cực calomem bão hoà cũng được dùng như điện cực chuẩn hiđro để xác định thế điện cực của các cặp oxi hoá - khử khác (tuy ít được dùng hơn). Trang 16
17. Hg2Cl2 2e € 2Hg 2Cl 2. Điều kiện chuẩn của các loại điện cực • Một điện cực được coi là ở điều kiện chuẩn khi: - Nồng độ của ion hoặc phân tử tham gia phản ứng ở điện cực là 1M. Nếu là chất khí thì áp suất 1 atm. - Nhiệt độ là 25°C (2980K) • Ý nghĩa của thế điện cực chuẩn: - Thế điện cực chuẩn càng âm thì dạng khử của nó có tính khử càng mạnh, còn dạng oxi hoá của nó có tính oxi hoá càng yếu và ngược lại nếu thế điện cực chuẩn càng dương thì dạng khử của nó có tính khử càng yếu và dạng oxi hoá có tính oxi hoá càng mạnh. Ví dụ: E 0 1,66V E 0 0,76V Al3 / Al Zn2 /Zn Tính khử: Al > Zn và tính oxi hóa Zn2+ > Al3+. - Dựa vào thế điện cực chuẩn để xác định suất điện động của một pin được thành lập từ hai điện cực đã biết suất điện động. Ví dụ: Xét pin Pb-Cu ở điều kiện chuẩn. Vì E 0 0,13V E 0 0,34V nên cực Cu là cực dương (catot) và Pb là cực âm (anot). Pb2 /Pb Cu2 /Cu Có thể thiết lập đồ pin ở điều kiện chuẩn: Pb Pb NO 1M CuSO M Cu  3 2 4 ∣ Ở anot (cực âm): Xảy ra sự oxi hoá Pb Pb Pb2 2e Ở catot (cực dương): Xảy ra sự khử Cu2+ Cu2 2e Cu Phản ứng xảy ra khi pin hoạt động là Pb Cu2 Pb2 Cu Suất điện động chuẩn của Pin Pb-Cu: E 0 E 0 E 0 0,34 ( 0,13) 0,47 V Pb Cu Cu2 /Cu Pb2 /Pb Chú ý: - Trong pin điện hoá điện cực nào có thế điện cực lớn hơn đóng vai trò là cực dương (catot) tại đây xảy ra sự khử, cực có thể điện cực bé hơn đóng vai trò là cực âm (anot) tại đây xảy ra sự oxi hoá. - Dựa vào thế điện cực chuẩn người ta có thể xác định được độ biến thiên năng lượng tự do theoG0 phương trình: G0 nFE0 Trong đó: n: số electron trao đổi trong phản ứng oxi hoá - khử F: hằng số Faraday. Vì phản ứng xảy ra khi G0 0 E0 0 cho nên dựa vào thế điện cực chuẩn người ta có thể xác định được chiều phản ứng oxi hoá - khử xảy ra tại điều kiện xác định. Chẳng hạn, dựa vào bảng thế oxi hoá - khử của kim loại ta có thể thấy những kim loại nào có thể điện cực chuẩn âm có thể tan trong dung dịch + H giải phóng H2. 3. Cách xác định thế điện cực và thế điện cực chuẩn Muốn xác định thẻ điện cực của một điện cực nào đó, người ta ghép điện cực đó với điện cực hiđro tiêu chuẩn thành một pin, suất điện động của pin đó trên vôn kế chính là thế điện cực tương đối của điện cực trơ đó. Nhưng vấn đề đặt ra ở đây là khi viết như vậy thì chất nào là chất tham gia và chất nào là chất sản 2 phẩm. Chẳng hạn trong pin Pt,H2 H3O ‖ Zn Zn thì phản ứng tạo dòng là: 2 Zn 2H3O Zn H2 2H2O Trang 17
18. 2 Còn trong pinPt,H2 H3O ‖ Cu Cu thì phản ứng tạo dòng là: 2 Cu H2 2H2O Cu 2H3O * Theo qui ước quốc tế Stockholm năm 1968, phản ứng xảy ra ở điện cực cần khảo sát thế điện cực phải là phản ứng khử: Mn ne € M (OXH + ne € Kh) Chính vì vậy, thế điện cực của một cặp oxi hoá - khử còn được gọi là thế khử. Như vậy độ lớn của thế điện cực chính là suất điện động của pin gồm điện cực hiđro chuẩn ghi bên trái và điện cực cần khảo sát ghi bên phải. Suất điện động được coi là dương nếu dòng điện trong pin đi từ trái qua phải (và ngược lại dòng electron đi từ phải qua trái), ngược lại sẽ âm. Vậy muốn đo thể khử của một điện cực nào đó, chẳng hạn như điện cực Zn thì ta phải thiết lập một pin gồm điện cực hiđro chuẩn ghi bên trái và điện cực Zn ghi bên phải, sau đó đo suất điện động của pin này: 2 Pt,H2 H3O ‖ Zn Zn 2+ Thực nghiệm cho thấy nếu a Zn = 1 thì hiệu số điện thế giữa hai điện cực là 0,76 V và dòng điện trong pin đi từ phải qua trái thế điện cực cân bằng của Zn bằng - 0,76V. Dấu trừ chứng tỏ điện cực Zn tích điện âm hơn so với điện cực hiđro chuẩn (dư electeron hơn). Điều đó cũng có nghĩa kim loại Zn có tính khử mạnh hơn H2. Phản ứng xảy ra khi pin hoạt động: 2 Zn 2H3O Zn H2 2H2O • Cách xác định thế điện cực chuẩn: Thế diện cực tiêu chuẩn của một cặp oxi hoá - khử (điện thế khử tiêu chuẩn) là suất điện động của pin tạo bởi điện cực hiđro chuẩn ghi bên trái và điện cực cần khảo sát ghi bên phải, trong đó hoạt độ của mỗi dạng đều bằng 1 (nếu một trong hai dạng oxi hoá hoặc khử là chất rắn thì hiển nhiên hoạt độ của dạng đó bằng 1). III. KHÁI NIỆM PIN - MỘT SỐ THUẬT NGỮ VÀ KÍ HIỆU CHO HỆ ĐIỆN HOÁ THEO QUI ƯỚC IUPAC - NGUYÊN TẮC HOẠT ĐỘNG CỦA PIN 1. Khái niệm pin: Là hệ gồm hai điện cực (là hai vật dẫn loại 1, tức là loại dẫn electron) tiếp xúc với dung dịch chất điện li hoặc chất điện li nóng chảy (vật dẫn loại 2, tức là loại dẫn điện nhờ ion) được nối với nhau bằng một cầu nối. Ví dụ: pin Daniel – Jacobi gồm một điện cực là thanh Zn nhúng trong dung dịch ZnSO 4 và một điện cực là thanh Cu nhúng trong dung dịch CuSO4. Hai dung dịch này nối với nhau bằng một cầu muối chứa dung dịch KCl bão hoà. Khi ta nối hai điện cực lại bằng một dây dẫn thấy có một dòng điện chạy từ Cu sang Zn trong thời gian dài. 2. Một số thuật ngữ cho hệ điện hoá theo qui ước IUPAC a) Khái niệm về catốt và anốt - Điện cực mà tại đó xảy ra sự khử gọi là catốt (cực dương) OXHca tot ne Kcatôt (1) - Điện cực mà tại đó xảy ra sự ôxi hóa gọi là anôt (cực âm). Kanot OXHanot me (2) b) Tế bào điện hoá - Tế bào điện phân và tế bào Galvani - Một hệ gồm hai điện cực được nhúng vào dung dịch điện li gọi là hệ điện hoá (hay tế bào điện hoá). Nếu hệ sinh ra dòng điện thì được gọi là pin hay tế bào Galvani. Nếu hệ được nối với nguồn điện bên ngoài và cho phép thực hiện một phản ứng hoá học thì được gọi là hệ điện phân (tế bào điện phân). - Trong tế bào Gavalni, dòng clectron chạy từ anốt theo dây dẫn sang catốt theo qui ước, dòng điện chạy từ catôt sang anốt. Khi đó, điện thế của catôt dương hơn so với điện thế của anốt. Nghĩa là catốt là cực dương, anôt là cực âm của tế bào Galvani. Suất điện động của tế bào Galvani là hiệu điện thế cực đại giữa catốt và anốt và có trị số dương: Trang 18
19. E = Ecatốt - Eanôt > 0 - Theo công ước của Hiệp hội quốc tế hoá học lý thuyết và ứng dụng IUPAC họp năm 1968 tại Stockholm, một hệ điện hoa bất kì nào cũng được kí hiệu như sau: Bề mặt phân chia hai pha được kí hiệu bằng một vạch thẳng đứng ( | ). Nếu giữa hai dung dịch không có khuyếch tán (là thế sinh ra trên ranh giới phân chia hai dung dịch do có sự khác nhau về bản chất của chất điện li hay khác nhau về nồng độ) thì được kí hiệu bằng hai gạch thẳng đứng ( || ). Còn nếu có thể khuyếch tán thì dùng kí hiệu ( | ). Nếu điện cực (hoặc dung dịch) gồm nhiều chất thì giữa các chất có dấy phẩy. 3. Nguyên tắc hoạt động của pin: - Trong phản ứng oxi hoá - khử bình thường, electron chuyển trực tiếp từ chất khử sang chất oxi hoá và năng lượng của phản ứng biến thành nhiệt. 2+ Ví dụ: Nhúng thanh Zn vào dung dịch CuSO4 ion Cu trực tiếp nhận electron từ thanh Zn: Zn Cu2 Zn2 Cu và năng lượng thoát ra ở dạng nhiệt ( H 230,12kJ.mol 1 ). - Nếu chúng ta thực hiện sự oxi hoá Zn ở một nơi, sự khử Cu 2+ ở một nơi khác và cho electron chuyển từ Zn sang ion Cu2+ qua một dây dẫn nghĩa là cho dòng electron chuyển động theo một dòng duy nhất thì năng lượng của các phản ứng này biến thành điện đó là quá trình xảy ra trong pin. Vậy muốn thành lập một pin ta phải thực hiện sự oxi hoá và sự khử ở hai điện cực khác nhau. Sau đó nối hai điện cực lại với nhau để cho electron được chuyển từ chất khử sang chất oxi hoá qua dây dẫn này. Đây là nguyên tắc hoạt động của mọi pin. 4. Suất điện động của pin Là giá trị của hiệu số điện thế lớn nhất giữa hai điện cực của pin. Nó được tính theo công thức: Epin = E+ - E- = Ecatốt – E anốt Vì thế khứ của điện cực dương luôn luôn lớn hơn thế khử của điện cực âm nên suất điện động của pin luôn dương. Nếu pin được tạo ra bởi hai điện cực chuẩn thì suất điện động chuẩn của pin là: 0 0 0 E E E Ecatot Eanot IV. PHƯƠNG TRÌNH NERNST (NEC) 1. Phương trình Nernst Xét ví dụ pin sau: Pt Sn 4 ,Sn2 ‖ Fe3 ,Fe2 Pt  Phản ứng xảy ra trong pin là Sn2 2Fe3 € Sn4 2Fe2 (1) Giả sử pin làm việc một cách thuận nghịch, nhiệt động học ở áp suất và nhiệt độ không đổi thì biến thiên entanpi tự do của hệ bằng công có ích lớn nhất mà pin thể hiện: G G nFE E nF n - số electron trao đổi giữa chất khử và chất oxi hoá trong phản ứng (ở đây theo phản ứng (1) thì n = 2); F - hằng số Faraday, F = 96500 C.mol-1; E - suất diện động của pin, V. Nếu pin được cấu tạo bởi hai điện cực chuẩn thì: G0 G0 nFE0 E0 nF C .C 2 Mặt khác: G G0 RTln Sn4 Fe2 C .C 2 Sn2 Fe3 Chia cả hai vế cho - nF ta được: Trang 19
20. 0 2 G G RT C C 2 ln Sn Fe nF nF nF C C2 Sn2 Fc3 2 RT C 4 C 2 E E0 ln Sn Fe nF C C2 Sn4 Fe3 Một cách tổng quát, nếu phản ứng xảy ra trong pin như sau: aA bB € cC dD A, B, C, D là những chất tan trong dung dịch (có thể dưới dạng ion) thì: a b 0 RT CA CB E E ln c d (2) nF CC CD Nếu T = 298K thì: a b 0 0,059 CA CB E E lg c d (3) n CC CD (2) và (3) là công thức Nernst về ảnh hưởng của nhiệt độ và nồng độ đến suất điện động của pin. 2. Các yếu tố ảnh hưởng đến thể khử C C2 0 0 RT Sn4 RT Fe3 (1) E E E E E ln ln 2 nF C nF C Sn2 Fe2 2 RT C 4 RT C 3 E 0 ln Sn E 0 ln Fe nF C nF C 2 Sn2 Fe2 2 RT C 4 RT C 3 E E0 ln Sn và E E0 ln Fe nF C nF C2 Sn2 Fe2 Trường hợp tổng quát của một cặp oxi hoá - khử: ox ne € kh 0 RT C0x Eox / kh Eox/kh ln (4) nF Ckh Ở 25° công thức trên trở thành: 0,059 C E E0 lg ox (5) n Ckh (5) là công thức Nernst biểu thị ảnh hưởng của nhiệt độ và nồng độ đến thế khử của cặp oxi hoá khử. Ví dụ 1: Zn2 2e € Zn Công thức Nernst có dạng (ở 250C): 0,059 E E0 lg C 2 Zn2 Zn là chất rắn nên nồng độ của nó không có mặt trong công thức tính. Ví dụ 2: 2H3O 2e € H2 (k) 2H2O 0,059 C E E0 lg H3O 2 P H2 P - áp suất riêng phần của hiđro (atm) vì H là chất khí. H2 2 2 Ví dụ 3: MnO4 5e 8H3O € Mn 12H2O Trang 20
21. 8 0,059 C .C E E 0 lg MnO4 H3O 5 C Mn2 8 Trong trường hợp này [ox]= C C vì tham gia phản ứng điện cực ngoài dạng oxi hoá MnO4 , còn MnO4 H3O có cả 8H3O . Trang 21