1. Chương 12 ĐIỆN HÓA HỌC

3. Cu 2+ (dd) + Zn(r) Cu(r) + Zn 2+ (dd) Cu 2+ (dd) + Zn(r) ⇌ Cu(r) + Zn 2+ (dd) Zn - 2e - ⇌ Zn 2+ +2 0 0 Cu 2+ + 2e - ⇌ Cu Chất oxyhoá Chất bị khử Chất khử Chất bị oxyhoá OXH 1 + ne ⇌ KH 1 KH 2 - ne ⇌ OXH 2 Quá trình khử Điện cực : Catod Quá trình oxyhoá Điện cực : Anod OXH 1 + KH 2 ⇌ KH 1 + OXH 2 Dạng OXH lh có tính OXH↑ Dạng KH lh có tính khử ↓

4. Các loại phản ứng oxyhoá khử Phản ứng giữa chất OXH khác chất KH 2Ag + (dd) + Cu ⇌ 2 Ag + Cu 2+ Phản ứng oxyhoá khử nội phân tử AgNO 3 (r) ⇌ Ag (r) + NO (k) + O 2 (k) Phản ứng tự oxyhoá khử (pư dị phân ) Cl 2 (k) + H 2 O (l) ⇌ HClO (dd) + HCl (dd)

5. Cân bằng phản ứng oxy hóa - khử Cân bằng phản ứng oxy hóa - khử. Nguyên tắc chung: Bảo toàn: điện tích, điện tử, nguyên tử. Nếu dạng KH và dạng OXH có số oxy khác nhau sẽ có sự tham gia của môi trường Môi trường axit : dư oxy + 2H + = thiếu oxy + H 2 O Môi trường trung tính: dư oxy + H 2 O = thiếu oxy + 2OH - thiếu oxy + H 2 O = dư oxy + 2H + Môi trường kiềm : dư oxy + H 2 O = thiếu oxy + 2OH -

6. Cách tiến hành phản ứng oxyhoá khử Trực tiếp - chất OXH tiếp xúc KH Hoá năng pư  nhiệt năng Gián tiếp – chất OXH không tiếp xúc trực tiếp với chất KH Hóa năng pư  điện năng Cu(s) + 2 Ag+(aq) ---> Cu 2+( aq) + 2Ag(s)  G < 0

7. T ạ i sao ph ả i nghiên c ứ u đi ệ n hoá h ọ c? Pin Pin Ăn mòn Ăn mòn Công nghiệp hoá chất sản xuất:Cl 2, NaOH, F 2 và Al Công nghiệp hoá chất sản xuất:Cl 2, NaOH, F 2 và Al Pư oxh sinh học Pư oxh sinh học The heme group

8. Thế điện cực M n+ (dd) + ne ⇌ M Điện cực kim loại M |M n+  G = - nF   - thế điện cực – thế khử  càng dương  M n+ có tính oxyhoá càng mạnh  M có tính khử càng yếu  càng âm  M có tính khử càng mạnh  M n+ có tính oxyhoá càng yếu ++++++ ------ ______ ++++++ Cu 2+ /CuZn 2+ /Zn  0 (Zn 2+ /Zn) <  0 (Cu 2+ /Cu)  0 - thế điện cực tiêu chuẩn – thế khử chuẩn Số e trên thanh Zn nhiều hơn thanh đồng

9. CẤU TẠO VÀ HOẠT ĐỘNG NGUYÊN TỐ GANVANIC Zn 2+ +2e ⇌ Zn Cu 2+ +2e ⇌ Cu SO 4 2- Zn 2+

10. CẤU TẠO VÀ HOẠT ĐỘNG NGUYÊN TỐ GANVANIC (-) Zn | Zn 2+ (dd) || Cu 2+ (dd) | Cu (+) (-) M 1 | M 1 n+ || M 2 n+ | M 2 (+) Quá trình khử Catod(+) Quá trình oxyhoá Anod (-)  - <  + Zn -2e  Zn 2+ Cu 2+ +2e  Cu

11. a. Điện cực kim loại. d. Điện cực oxy hóa - khử. b. Điện cực kim loại phủ muối c. Điện cực khí Ag  AgCl  Cl - Pt  H 2  H + Pt  Fe 2+, Fe 3+ Zn  Zn 2+ Các loại điện cực Zn 2+ +2e ⇌ Zn AgCl +1e ⇌ Ag + Cl - 2H + +2e ⇌ H 2 Fe 3+ +1e ⇌ Fe 2+

12. E pin =  + -  - =  Cu -  Zn

13. Điện cực Hydro tiêu chuẩn Pt | H 2 | H +  0 H + / H2 = 0 a H+ =1mol/l ; P H2 =1atm

14. Cách xác định thế điện cực Thế điện cực của một điện cực bất kỳ bằng thế hiệu của nó so với điện cực Hydro tiêu chuẩn. E 0 =  0 đc -  0 hydro E 0 =  0 đc

15.  0 ( Cu 2+ /Cu) = 0,34V

16.  0 ( Zn 2+ /Zn) = - 0,76V

17. Thế điện cực tiêu chuẩn ở 25 0 C EOS

18. Phân loại các chất oxy hoá khử Phân loạiKhoảng thếVí dụ Chất OXH mạnh> 1,5VMnO 4 -,O 3, F 2 Chất OXH trung bình+1,0V...+1,5VCrO 4 2-, MnO 2,Cl 2 Chất OXH yếu+0,5V...+1,0VI 2, Fe 3+, Ag + Chất khử yếu±0V …+0,15VSn 2+, Cu, HI Chất khử trung bình-0,5V…. ± 0VH 2 S, Fe, H 2 Chất khử mạnh< - 0,5VNa, Al, Zn

19. aKH 1 + bOXH 2  cOXH 1 + dKH 2  G = - A max ’ = -qE =-n (e.N A )E = -nFE (thuận nghịch)  G 0 = -nFE 0 Sức điện động của nguyên tố Ganvanic +ne -ne e = 1,6.10 -19 [C] N A = 6,02.10 23 F = 96500 [C/mol]  G [J] R= 8,314 [J/mol.K] E [v] ; E 0 [v] ở 25 0 C

20. Quan hệ giữa hằng số cân bằng và sức điện động tiêu chuẩn F = 96500[C/mol] R=8,314 [J/mol.K] T [K] Ln = 2,303.lg E 0 [v] ở 25 0 C

21. Phương trình Nernst. a OXH + ne + x[MT oxh ] ⇌ b KH + y[MT kh ]  G = -nF  ;  G 0 = -nF  0 Thế điện cực ( thế khử ) là thông số cường độ. ở 25 0C

22. Thế điện cực phụ thuộc : a OXH + ne + x[MT oxh ] ⇌ b KH + y[MT kh ] Bản chất cặp OXH/KH và bản chất dung môi Nồng độ chất OXH và chất KH Nhiệt độ Môi trường Ảnh hưởng chất tạo phức và tạo kết tủa

23. [KH] ↑   ↓  tính oxh của OXH ↓  tính khử của KH ↑ OXH + ….  Phức hay kết tủa  [OXH] ↓   ↓  tính oxh của OXH↓  tính khử của KH ↑ KH + ….  Phức hay kết tủa  [KH] ↓   ↑  tính oxh của OXH ↑  tính khử của KH ↓ [OXH] ↑   ↑  tính oxh của OXH ↑  tính khử của KH ↓

24. Thế khử và thế oxyhoá Quá trình khử: OXH + ne ⇌ KH  G = -nF  (kh) Quá trình oxyhoá: KH - ne ⇌ OXH  G’ = -nF  (oxh)  G = -  G’   (oxh) = -  (kh)

25. OXH 1 + ne  KH 1  G 1 ’ = -nF  1 KH 1 - ne  OXH 1  G 1 = -nF (-  1 ) OXH 2 + ne  KH 2  G 2 = -nF  2 KH 1 + OXH 2  OXH 1 + KH 2  G < 0  G =  G 1 +  G 2 = -nFE = -nF(  2 -  1 ) < 0  2 -  1 > 0 ;  2 >  1 OXH  > + KH  + OXH  < Chiều của phản ứng oxy hóa - khử.

26. PIN NỒNG ĐỘ

27. (-)Cu| Cu 2+ ; 0,1M || 1,0M ; Cu 2+ |Cu (+) ở 25 0 C

28. Điện phân Zn(r) + Cu 2+ (dd) Zn 2+ (dd) + Cu (r) Điện phân  G>0 Pin  G < 0 Phản ứng hoá học Dòng điện Pin  G < 0 Điện phân  G>0

29. Các quá trình xảy ra trong Pin và bình điện phân ngược nhau Cực dương Cực âm Catod Điện phân Anod Zn 2+ +2e  Zn Cu -2e  Cu 2+ Anod Pin Catod Zn -2e  Zn 2+ Cu 2+ +2e  Cu

30. Thế phân giải E p – thế hiệu tối thiểu để tiến hành quá trình điện phân Quá thế- Quá thế-  0 = E p – E pin =  a 0 +  c 0  0 – phụ thuộc vào bản chất điện cực, mật độ dòng điện, thành phần dd…. E p =  a 0 +  c 0 + E pin =  a 0 +  c 0 +  + -  - E p = (  + +  a 0 ) - (  - -  c 0 ) Thế phóng điện ở anod Thế phóng điện ở catod

31. Sự điện phân trong dd điện ly Catod (-) /qt khử  (M n+ /M) >  (H 2 O /H 2 ) (  - -  c 0 ) lớn  OXH p.điện M n+ +ne  M pH < 7 2H 3 O + +2e  H 2 + 2H 2 O pH ≥ 7 2H 2 O +2e  H 2 + 2OH -  (M n+ /M) <  (H 2 O /H 2 ) Anod (+) / quá trình oxyhoá (  +  a 0 ) nhỏ  KH sẽ phóng điện Anod trơ (graphit) Anion không chứa oxy: I -, Br -, Cl -.. Nước 4OH - - 4e  O 2 +2H 2 O pH>7 2H 2 O - 4e  O 2 + 4H + pH  7 Anion có oxy Anod tan (kim loại) M – ne  M n+  (M n+ /M) < 

32. Định luật Faraday m – lượng chất tạo thành hay hoà tan ở điện cực Đ – đương lượng gam chất đó Q- lượng điện đi qua chất điện ly ; Q = I.t n – số electron trao đổi I – cường độ dòng điện ; t- thời gian