Chuyên đề Điện hóa học
Chuyên đề
ĐIỆN HÓA HỌC VÀ CÁC DẠNG BÀI TẬP BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI
Nhóm Hóa học
Mã: H03A
MỞ ĐẦU
Khi phân tích nội dung kiến thức hóa học trong các kì thi học sinh giỏi, chúng tôi
thấy rằng phần kiến thức về điện hóa học là một trong những nội dung thường được đề
cập tới, với mức độ từ dễ đến khó nên rất khó để học sinh có thể đạt điểm tối đa. Do đó
theo chúng tôi giảng dạy về phần điện hóa học có ý nghĩa quan trọng trong việc bồi dưỡng
học sinh giỏi.
Tuy nhiên, để đạt hiệu quả như mong muốn cũng còn nhiều khó khăn trong quá
trình giảng dạy, vì đây là phần kiến thức mang tính trừu tượng cao, đòi hỏi nhiều kĩ năng
tính toán, trong khi nội dung chương trình của Tài liệu giáo khoa chuyên Hóa học hiện
nay hệ thống bài tập vận dụng chưa nhiều.
Vì vậy việc sưu tầm, xây dựng hệ thống các dạng bài tập về ĐIỆN HÓA HỌC phù
hợp và hiệu quả để phục vụ cho việc bồi dưỡng học sinh giỏi là rất cần thiết để từ đó củng
cố, mở rộng kiến thức, tăng khả năng vận dụng, phát triển tư duy sáng tạo cho học sinh.
A. Mục tiêu:
1. Về kiến thức:
- Biết được khái niệm về tế bào điện hóa, điện cực, điện phân.
- Biết các loại điện cực.
- Biết biểu diễn các quá trình điện phân.
2. Kĩ năng:
- Vận dụng kiến thức làm các bài tập về pin điện- điện phân.
B. Tài liệu tham khảo:
1. Bài tập hóa học đại cương. Lê Mậu Quyền (trang 245- 258)
2. Bài tập bồi dưỡng học sinh giỏi hóa học- tập 1 hóa học đại cương. Cao Cự Giác
( trang153- 221)

1

(Tế bào: Hệ đơn giản nhất)
2. ĐIỆN CỰC:
2.1 KN: Mỗi tế bào điện hoá có hai điện cực. Mỗi điện cực nhúng vào dung dịch điện li
tạo thành một ngăn điện cực → Tại mỗi điện cực có có một cặp oxi hoá - khử. Khi tế bào

2


Chuyên đề Điện hóa học
điện hoá hoạt động có dòng điện chạy từ điện cực này sang điện cực kia. Trên bề mặt điện
cực xảy ra sự oxi hoá hoặc sự khử ( nửa phản ứng oxi hoá hoặc nửa phản ứng khử)
Catot: Là điện cực tại đó luôn xảy ra nửa phản ứng khử:
Oxc + ne → Kh c (c: catot)
Anot: Là điện cực tại đó luôn xảy ra nửa phản ứng oxi hoá:
Kh a → Ox a + ne

(a: anot)

(Cả hai loại tế bào Galvani và điện phân đều như vậy)
Oxc + Kh a → Ox a + Kh c
- Trong tế bào Galvani:
Catot (+) còn Anot (-)
- Trong tế bào điện phân:

Catot (-) còn Anot (+)

Ngược nhau

∗ Phương trình Nernst cho thế điện cực:


RT
ln  M n + 
nF 

Khi xét ở 250C thay giá trị đã biết của R, F vào (1a) và thực hiện các biến đổi thích hợp ta
có:
E pin = EM n+ / M = EMo n+ / M +

0, 0592
lg  M n + 
n

2.2. Phân loại điện cực
∗ 1- Đơn chất tiếp xúc với ion của nó trong dung dịch

+ Điện cực kim loại: Một thanh kim loại nhúng vào trong dung dịch muối của nó.
Được viết:

M(r)│Mn+ (aq) .

Phản ứng ở điện cực

Mn+ (aq) + ne

M (r)

Thế điện cực được xác định bằng biểu thức Nernst:
E = E0 -

0,059 lg

Pt (r) │ X 2 (k) │Xn- (aq)
VD: Điện cực hiđro được viết :
(Pt) H2 │ H+ ; điện cực khí clo: (Pt) Cl2 │ Cl- ...
Phản ứng ở điện cực hiđro là:
H 3 O+ + e

1/2 H2 (k) + H2O

Thế của điện cực được xác định theo phương trình:
Vì E0H3O +/ H2

= 0 và thông thường P = 1 atm nên (3) có dạng:
E =

0,059 lg [ H3O+] = - 0,059 pH

(5)

∗ 2 - ( Điện cực oxi hoá - khử): Kim loại trơ điện hoá (hoặc graphit) nhúng vào

dung dịch chứa đồng thời dạng oxi hoá và dạng khử của cặp oxi hoá khử M m+/ Mn
(Điện cực trong đó kim loại và khí không tham gia trực tiếp vào phản ứng điện cực), được
viết: Pt│Mn+, Mm+
Phản ứng xảy ra ở điện cực có dạng tổng quát:

→ Kh
Ox + ne ¬




Chuyên đề Điện hóa học
3 - Kim loại tiếp xúc với một muối ít tan của nó trong dung dịch của một muối khác
có cùng anion,

được viết:

Phản ứng ở điện cực:

M(r) │ MX(r) │ Xn- (aq)

MX(r) + ne

Thế điện cực:

E = E0 +


→ M(r) + Xn-(aq)
¬



0,059
n

lg [Mn+]

(8)

VD: + Điện cực bạc - bạc clorua: Ag │ AgCl , KCl


(9)

- 2

[ Cl ]

0,059 lg T
Hg2Cl2
n

(10)

= 0,792 + 0,03 lg 1,3. 10-18
= 0,2556 (V)
• Một số dạng điện cực thường gặp:

Điện cực
- KL/ ion KL
- ĐC khí
- KL/ Muối ít
tan
- Ox / Kh

Kí hiệu
M(r)│Mn+ (aq) .

Cặp Ox /
khử
Mn+/M

a. Điện cực hiđro tiêu chuẩn
5


Chuyên đề Điện hóa học
Cấu tạo: Điện cực gồm một bản platin phủ muội (bột mịn) platin trên bề mặt , hấp phụ
khí H2 ở P = 1atm ở 298K nhúng vào dung dịch có nồng độ H+ 1M.
Sơ đồ của điện cực hiđro tiêu chuẩn được viết:
Pt │ H2 (1 atm) │H+ ( C = 1.0M)
Quy ước: Tại 250C

+
E0 2 H / H 2

= 0,00 V

b. Điện cực tiêu chuẩn: Trong điện cực tiêu chuẩn nồng độ chất tan là 1 mol/lit, chất
khí (nếu có mặt) có áp suất riêng phần bằng 1 atm tại 250C.
c. Thế điện cực tiêu chuẩn( E0) : Thế điện cực đo được ở điều kiện tiêu chuẩn.
Khi một pin được tạo ra từ hai điện cực tiêu chuẩn thì suất điện động của pin chỉ còn:
E pin = E0 pin
E0 pin được xác định bằng thực nghiệm như sau:
Lập một pin gồm điện cực hiđro tiêu chuẩn ở bên trái với điện cực tiêu chuẩn
của điện cực cần xét ở bên phải
Chẳng hạn , ta cần khảo sát điện cực M │ Mn+ pin được lập như sau:
Pt │ H2 (1 atm) │ H+ ││ Mn+ (C = 1,0M) │ M
+
Theo quy ước: E0 2 H / H 2 = 0,00V
+
n+

Zn

dd ZnSO4
1M

Cầu muối

-

+

Zn2+

Cu

Cu2+
→ dd CuSO4
1M

∗ Kết quả: Kim điện kế lệch → Jacobi
trong mạch
có dòng điện
Jacôbi

3.2. Giải thích hoạt động của pin:
∗ Xét điện cực Zn │Zn2+:

Zn

Zn 2+ + 2e

Phản ứng trong pin:

Zn + Cu2+

Zn2+ + Cu

Việc bố trí tách biệt 2 cặp Ox/kh cho phép lợi dụng sự truyền electron giữa chất khử và
chất oxi hoá để sinh ra dòng điện .
Vậy : Muốn biến hoá năng → điện năng ta phải thực hiện sự oxi hoá ở một nơi và sự khử
ở một nơi và cho electron chuyển từ chất khử sang chất oxi hoá qua một dây dẫn.
Đó là nguyên tắc hoạt động của mọi pin.
→ Pin : là dụng cụ cho phép sử dụng sự trao đổi electron trong các phản ứng oxi hoá khử để sản sinh ra dòng điện (hoá năng biến thành điện năng) .
Khi pin hoạt động :
+ Các cation chuyển rời từ trái → phải, cùng chiều với chiều chuyển động của các
electron trong dây dẫn.
+ Chiều dòng điện mạch ngoài ngược chiều với chiều chuyển động của các
electron.
∗ Cầu muối : Bằng ống thuỷ tinh bên trong chứa thạch được tẩm dung dịch bão hoà của

chất điện li thích hợp ( KCl hoặc KNO 3). Hai đầu của cầu muối đều có lớp xốp để SO 4có thể đi qua, thường là bông thuỷ tinh. Có tác dụng đóng kín mạch để cho pin hoạt động.
∗ Thanh kim loại : Vừa đóng vai trò dạng khử vừa đóng vai trò vật dẫn

4. Phân loại pin:
Người ta thường phân chia hai loại pin dựa vào cơ sở tạo ra nguồn điện:
* Mạch hoá học hay pin hoá học: Khi pin làm việc có phản ứng hoá học xảy ra
VD:

(-)

Zn │ Zn2+ ( C ) ││ Cu2+ ( C )

(-)
Hoặc :

(-)

Zn │ ZnSO4 ( C )││CuSO4 ( C )│Cu (+)
Zn │ Zn

2+

( C ) ││ Cu

2+

(C)

Cu (+)

Sơ đồ mạch điện hoá
hay Sơ đồ pin

Vậy : Cơ sở để viết sơ đồ pin là gì? Ta biết rằng pin là dụng cụ trong đó năng lượng của
phản ứng hoá học biến thành năng lượng dòng điện. Vậy phản ứng hoá học dùng làm cơ
sở của pin phải là phản ứng tự xảy ra ở điều kiện được xét. Nghĩa là phản ứng này có ∆ G
0

Từ đó ta có qui ước sau đây:
Sức điện động của pin sẽ dương ( Epin hoặc E 0pin > 0) nếu khi pin làm việc trong

trao đổi không tương đương các ion.
Vải ngăn amiăng
2 dd tiếp xúc nhau, tốc độ khuyếch tán không đều giữa

Zn 2+→ Cu2+

⇒ Chênh lệch điện tích + chênh lệch điện thế ⇒ thế khuyếch tán (đóng góp một phần vào
sức điện động)
Để tránh điều đó ta nối hai dung dịch bằng cầu nối chứa dung dịch KCl đậm đặc.
Quá trình khuyếch tán chủ yếu là K+ , Cl- từ dung dịch KCl đậm đặc vào 2 dung dịch ở
hai bên.
v khuyếch tán của Cl- ≈ v khuyếch tán của K+ → Thế khuyếch tán bị loại trừ.
CuSO4 và ZnSO4 có tính chất lí hoá khác nhau → ngăn cách nhau cầu nối.
- Nếu điện cực hoặc dung dịch gồm nhiều chất thì giữa các chất có dấu phẩy.
Chú ý: Để viết đầy đủ tế bào điện hoá cần phải:
- Viết nửa phản ứng ở catot, nửa phản ứng ở anot rồi cộng lại được phản ứng tổng
cộng
- Xác định catot (quá trình khử) , xác định anot (quá trình oxi hoá)
- Viết kí hiệu của tế bào điện hoá
* Trong trường hợp các cặp oxi hoá - khử mà cả dạng oxi hoá và dạng khử đều là các
ion trong dung dịch ( VD: Fe3+/Fe2+ , Sn4+ / Sn2+ , MnO4-...) hay một trong các dạng đó ở
thể khí hoặc thể lỏng (VD: H+/H2 , Cl2/ Cl-, Hg22+/Hg...) người ta phải dùng một kim loại
trơ làm vật dẫn điện (Pt) , trong một số trường hợp người ta dùng graphit).
Kí hiệu pin dùng vật dẫn trơ:
(-) Pt │ Fe2+ , Fe3+ ││ Sn4+ , Sn2+ │ Pt (+)
(-) Pt │ H2 │ H+ ││ Cl- │ Cl2 │ Pt (+)
hoặc (-) (Pt) H2 │ H+ ││ Cl- │ Cl2 │ (Pt) (+)
(-) Pt , H2 │ H+ ││ Cl- │ Cl2 , Pt (+)
II/ ĐIỆN PHÂN
1 - Định nghĩa

nãng ch¶y

MgCl2



→ Mg + Cl2
nãng ch¶y

®iÖn ph©n

2.2 Điện phân hiđroxit nóng chảy
®iÖn ph©n



→ 4M + nO2 + 2nH2O
nãng ch¶y

4M(OH)n

Phương pháp này dùng để điều chế các kim loại kiềm
Thí dụ:

4NaOH

®iÖn ph©n




các cặp oxi hóa- khử. Ngoài ra còn một số yếu tố khác ảnh hưởng đến quá trình tạo ra sản
phẩm điện phân như: vật liệu làm điện cực, bề mặt điện cực, mật độ dòng điện, thành
phần dung dịch, nhiệt độ...
3.1 Quá trình xảy ra ở catot (cực âm): Ion dương nào dễ nhận electron thì điện phân
trước, thứ tự điện phân ở catot như sau:

11


Chuyên đề Điện hóa học
- Các cation kim loại đứng sau Al3+ trong dãy điện hoá điện phân trước (kể cả ion H+
của dung dịch axit)
- Sau đó đến ion H+ của H2O điện phân.
2H2O + 2e 
→ H2 + 2OH- Các cation Al3+ về trước trong dãy điện hoá không bị điện phân trong dung dịch.
Câu hỏi đặt ra ở đây là: Tại sao ion H+ của H2O lại điện phân sau các ion từ Zn2+ đến Pb2+
trong dãy điện hoá? Lí do là: tuy rằng ion H+ có tính oxi hoá mạnh hơn các ion kim loại
này nhưng số lượng của nó quá nhỏ so với số lượng các ion kim loại trong dung dịch
muối (thực nghiệm cho biết cứ 555 triệu phân tử nước thì chỉ có 1 phân tử phân li thành
ion H+)
3.2 Quá trình xảy ra ở anot (cực dương): Ion âm nào dễ nhường electron thì điện phân
trước. Nếu anot trơ như graphit, Pt,…..thì thứ tự điện phân ở anot như sau:
- Các anion gốc axit không chứa oxi điện phân trước theo thứ tự:
S2- > I- > Br- > Cl-

-

Sau đó đến anion OH- của dung dịch kiềm và của nước điện phân.
4OH-


Cu + Cu2+ 
→ Cu2+ + Cu
(Anot)
(Catot)
Điện phân với anot tan được dùng để tinh chế kim loại: Thí dụ: để có vàng tinh khiết,
người ta dùng anot tan là vàng thô, ở catot thu được vàng ròng có độ tinh khiết 99,99%.

12


Chuyên đề Điện hóa học
Điện phân với anot tan cũng được dùng trong kỹ thuật mạ điện, nhằm bảo vệ kim loại
khỏi bị ăn mòn và tạo vẻ đẹp cho vật mạ. Trong mạ điện, anot là kim loại dùng để mạ như
Cu, Ag, Au, Cr, Ni,…….., catot là vật cần mạ. Lớp mạ thường rất mỏng, có độ dày từ
5.10-5 đền 1.10-3 cm. Thí dụ: mạ kẽm, thiếc, niken, bạc, vàng...
3.4 Điện phân dung dịch chứa một muối trung hoà trong nước với điện cực trơ.
Khi điện phân dung dịch hỗn hợp thì dùng kiến thức như đã nêu ở trên. Khi điện phân
dung dịch chứa một muối trung hoà trong nước với điện cực trơ thì xảy ra 4 trường hợp
sau đây:
Trường hợp 1: Điện phân dung dịch muối trung hoà của axit không chứa oxi của kim
loại từ Al về trước trong dãy điện hoá thì xảy ra phản ứng:
®iÖn ph©n
Muối + H2O →
Hiđroxit kim loại + H2 + phi kim
dung dÞch

Thí dụ: Điện phân dung dịch NaCl có màng ngăn xốp giữa 2 điện cực
®iÖn ph©n
2NaCl + 2H2O →
2NaOH + H2 + Cl2

đứng sau Al trong dãy điện hoá thì xảy ra phản ứng:
®iÖn ph©n
Muối + H2O →
Kim loại + O2 + Axit tương ứng.
dung dÞch

Thí dụ: Điện phân dung dịch CuSO4
®iÖn ph©n
2CuSO4 + 2H2O →
2Cu + O2 + 2H2SO4
dung dÞch

13


Chuyên đề Điện hóa học
4 - Định luật Faraday
Dựa vào công thức biểu diễn định luật Faraday ta có thể xác định được khối lượng các
chất thu được ở các điện cực

m=

AIt
nF

Trong đó m: Khối lượng chất thu được ở điện cực, tính bằng gam
A: Khối lượng mol nguyên tử của chất thu được ở điện cực
n: Số electron mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận
I: Cường độ dòng điện tính bằng ampe (A)
t: Thời gian điện phân, tính bằng giây (s)

Mật độ dòng là cường độ dòng điện trên một đơn vị diện tích điện cực d =

I
S

Trong đó: I: có thể tính theo ampe, miliampe
S: có thể tính theo m2, dm2, cm2, mm2

14


Chuyên đề Điện hóa học
Mật độ dòng có ý nghĩa rất lớn trong thực tế, nó ảnh hưởng tới hiệu suất điện phân, tới
màu sắc của kim loại thoát ra ở điện cực, và đặc biệt trong mạ điện, thì ảnh hưởng tới độ
bám dính của kim loại lên bề mặt vật mạ.
7 – Ứng dụng của sự điện phân
Sự điện phân có nhiều ứng dụng trong công nghiệp như luyện kim ( điều chế và tinh
luyện các kim loại kiềm, kiềm thổ, Mg, Al, Cu, Ag, Au, …); điều chế các phi kim như H 2,
O2, F2, Cl2…; điều chế một số hợp chất như KMnO4, NaOH, H2O2, nước Gia-ven,… mạ
điện ( mạ Cu, Ni, Cr, Ag, Au,…).
D. BÀI TẬP ÁP DỤNG
I. Bài tập cơ bản
Bài 1
Hãy thiết lập một pin gồm điện cực hiđro và điện cực kẽm ở điều kiện chuẩn. Chỉ rõ
chiều electron di chuyển, chiều dòng điện, điện cực âm và điện cực dương của pin, biết
rằng phản ứng xảy ra trong pin là:
Zn + 2H3O+ = Zn2+ + H2 + 2H2O
* Hướng dẫn giải bài 1:
Phản ứng ở cực âm là:
Zn -2e = Zn2+



* Hướng dẫn giải bài 2:

15


Chuyên đề Điện hóa học

công thức Nernst:

E Ox Kh =

[Ox]α
RT
+
ln
.
nF
[Kh]β

E oOx Kh
o


→ Fe
Với Fe2+ + 2e ¬




Với Cr2O2-7 + 6e + 14 H3O+ ¬



E = E0 +

[Cr2 O27 − ] × [H3O + ]14
0,059
lg
6
[Cr 3+ ]2

Bài 3
Cho biết thế khử chuẩn ở 250C của các cặp sau:

→ Sn là - 0,14 V
Sn2+ + 2e ¬



→ Sn là + 0,005 V
Sn4+ + 4e ¬



-

Tính thế khử chuẩn ở 250C của cặp Sn4+ - Sn2+.

-

Sn4+ + 2e ¬


o

⇒ E Sn 4 +

Sn 2 +

= 0,3/2 = 0,15 V

o

> E Sn2 +

Sn

Sn2 +

= −0,14 V

nên cực dương là (Pt) Sn4+/Sn2+ và cực âm là (Sn) Sn /Sn2+

→ Sn2+
Catôt (Pt) Sn4+/Sn2+ và phản ứng là Sn4+ + 2e ¬



→ Sn2+ + 2e
Anôt (Sn) Sn /Sn2+ và phản ứng là Sn ¬


HCOO + CH3COOH

2-

Ag2 CrO4

CrO4

* Hướng dẫn giải bài 4:
a) Pt H2 H+; Cl −  Cl − ; AgCl Ag

(pin không cầu nối)

H2 − 2e → 2H+
AgCl + 1e → Ag + Cl −
_________________________
2AgCl + H2 → 2Ag+ + 2Cl −
b) H2 (Pt) (+)
HCOOH

H

+

+ HCOO

_

→ 2 điện cực phụ thuộc C H +

H2 + 2CH3COO − → CH3COOH + 2e

17


Chuyên đề Điện hóa học
(+) HCOOH

H

+

+ HCOO

_

2H+ + 2e → H2
⇒

→ HCOO − + H2

2HCOOH + 2e

Lựa chọn cực (+) có C H lớn hơn.
+

→ pin nồng độ (có bản chất là oxi hoá khử)

c) 2 điện cực có E phụ thuộc vào Ag+ và CrO42(+) Ag Ag+  Ag2CrO4; CrO42- Ag (−)
Ag +

E Zn

2+

/ Zn

= − 0,76V

2+

/ Cu

= 0,34V

0

E Cu

Hiện tượng (hay quá trình) nào xảy ra?
* Hướng dẫn giải bài 5:
E Zn

2+

/ Zn

= − 0,76 +

E Cu


HSO4− + PbO2 + 3H+ + 2e → PbSO4↓ + 2H2O
Pin: (−) Zn2+ + 2e → Zn
(+) Cu − 2e → Cu2+
__________________
Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn
Kết quả: E pin tăng dần đến 2V thì dừng lại.
B. BÀI TẬP CƠ BẢN KHÔNG CÓ HƯỚNG DẪN
Bài 6
Suất điện động của pin sau ở 250C bằng 0,303 V:
Pt,H2

NH4+ 0,1M

H3O+ 1M

H2,Pt

Áp suất của H2 ở hai điện cực đều bằng 1 atm.
Xác định Ka của NH4+.
♣Đáp số: K a = 5,36.10-10
Bài 7
Độ hoà tan của Ag2SO4 trong nước nguyên chất ở 250C là 1,4.10-2 mol.l-1. Tính suất
điện động của pin sau ở 250C:

19


Chuyên đề Điện hóa học
Ag


Cho dung dịch Cu(NO3)2 0,01M.
1. Thêm NH3 đến 1M thu được dung dịch A. Tính pH.
2. Sục H2S đến bão hoà thu được hỗn hợp B. Tính pH biết độ tan của H2S = 0,1M.
3. Nhúng điện cực Cu vào dung dịch A rồi ghép thành pin với điện cực gồm thanh
Cu nhúng trong hỗn hợp B.
a) Tính E pin.
b) Viết sơ đồ pin và phản ứng khi pin hoạt động.
pKa: NH4+
H 2S

: 9,24
: 7,02 12,90

pKs: CuS

: 35,2

lgβ Cu2+ với NH3 : 3,99 7,33 10,06 12,03
♣Đáp số:
pH = 11,61; pH = 4;
(-)

Cu

CuS, H2S bão hoà

Cu(NH3)4 2+ 0,01M , NH3 0,96M

Cu (+)


1. Cho biết ý nghĩa E0 và cách xác định chúng.
2. Tính K phản ứng trong pin dùng để xác định mỗi cặp.
3. Ghép 2 cặp đã cho thành pin. Viết sơ đồ pin.
4. Tính E0(Ag+/Ag) biết pKs(AgI)=16.
5. Tính E pin nếu [I-] = 0,01
[ClO4-] = 0,02
[ClO3-] = 0,03 (M)
[H+] = 0,1
6. Sức điện động của pin thay đổi thế nào khi:
a) Thêm AgI và nửa trái của pin.
b) Thêm một ít CH3COONa vào nửa phải của pin.
♣Đáp số:
21


Chuyên đề Điện hóa học
2. Ghép với điện cự hiđro chuẩn H2 /H+ 1M
3. (-)

AgI, I-

Ag

ClO3-, ClO4-, H+

Pt (+)

4. 0,80216V
5. 1,152227 V
6. a. Không đổi.


HNO2

1,00

NO

0,96

Nên độ bền của NO > NO3- > HNO2
3.
a. NO2- + 2H+ =2e = NO + H2O EO = 1,097384V
(Coi nồng độ NO2 bằng 1 và pNO = 1atm)
pH = 7; E = 0,56 < E0I3-/I- nên không có hiện tượng gì.
22


Chuyên đề Điện hóa học
b. pH = 0 E = 1,0933 > E0I3-/I- nên có I3- màu vàng.
Bài 13
1. Viết sơ đồ sao cho khi pin hoạt động xảy ra phản ứng khử AgCl bởi H2.
2. Tính K của phản ứng khi pin hoạt động.
Cho: E0(Ag+/Ag) = 0,8V; pKs(AgCl) = 10,00
♣Đáp số:
1. (-)

H+

(Pt) H2


Bài 15
Nối 1 ắc quy chì điện áp 2V với 2 cực Pt nhúng trong dung dịch HCl 1M. Có quá
trình nào xảy ra ?
♣Đáp số:
e sẽ dịch chuyển theo chiều như hình vẽ
ắc quy (+): PbO2 + 4H+ + 2e → Pb2+ + 2H2O
Pb2+ + HSO4− → PbSO4↓ + H+
HSO4− + PbO2 + 3H+ + 2e → PbSO4↓ + 2H2O
(−): Pb − 2e → Pb2+
Pb2+ + HSO4− → PbSO4 + H+
_______________________________
(−) Pb + HSO4− − 2e → PbSO4 + H+
Pin: cực phải: H+ + 1e → 1/2 H2

PtCl−; Cl2 H+ H2 (Pt)

cực trái: Cl− − 1e → 1/2 Cl2
đến khi ắc quy có Epin = Eắc quy phản ứng dừng lại
EClo

2

/ 2 Cl −

= 1,36V

EOo2 / H 2O = 1,23V

ηO2 / Pt = 0,5V


4

24


Chuyên đề Điện hóa học

ECl

−
2 / 2 Cl

EO' 2 / H 2O
→ ECl

2

[ Cl2 ] = E o = 1,36V
0, 059
lg
2
2
Cl − 
= 1, 23 + 0,5 = 1, 73V
= Eo +

/ 2 Cl −

< EO2 / H 2O


Fe2+(aq) + 2e → Fe(r)
O2 + 2H2O + 4e → 4OH-(aq)
Cho biết:

Eo = 0,44V.
Eo = 0,40V.

RTln10/F = 0,05916V (ở 25oC).
F = 96485C.mol-1.
25