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:
- Tế bào Galvani (hay ô Galvani):
Những tế bào điện hoá sinh ra dòng điện nhờ phản ứng oxi hoá - khử tự phát xảy ra
trong đó ( hoá năng biến thành điện năng). Khi đó phản ứng hoá học trong tế bào có Δ G
< 0 và E > 0.
- Tế bào điện phân:
Là những tế bào điện hoá trong đó xảy ra quá trình oxi hoá- khử cưỡng bức dưới tác
động của nguồn điện ngoài. (Khi đó tế bào điện hoá tiêu thụ công điện biến thành hoá
năng trong sản phẩm điện phân.). Khi đó phản ứng trong tế bào điện hoá có Δ G > 0 và E
< 0.
(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
H2
C Mn+. P
H2
H2
Vì C H =1,0 ; P H = 1 atm ; đối với chất rắn nguyên chất, hoạt độ aM ≈ CM ≈ 1,0
+
2
E pin = EM n+ / M = EMo n+ / M +
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:
(3)
3
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
+ Điện cực khí: Gồm một thanh kim loại trơ (hay graphit) đóng vai trò vật dẫn điện đồng
thời là vật mang các phân tử khí, được nhúng trong dung dịch chứa ion tương ứng và
được bão hoà bằng khí tương ứng (Điện cực tiếp xúc đồng thời với khí và dung dịch chứa
ion của nó)
Pt (r) │ X2 (k) │Xn+ (aq)
Được viết:
Pt (r) │ X2 (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:
H3 O+ + e
1/2 H2 (k) + H2O
RT ln K
nF
0,059
n
lg [Kh]
[Ox]
(6)
(7)
VD: Pt │ Fe2+ , Fe3+ là điện cực oxi hoá - khử vì lúc này chỉ xảy ra :
⎯⎯
→ Fe2+
Fe3+ + e ←⎯
⎯
Sản phẩm của sự khử (Fe2+) và sản phẩm của sự oxi hoá (Fe3+) không thoát ra trên
điện cực mà vẫn ở trong dung dịch
4
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
3 - Kim loại tiếp xúc với một muối ít tan của nó trong dung dịch của một muối khác
Mn+ được xác định bởi tích số tan của muối khó tan và nồng độ của anion tương ứng:
[ Hg22+] =
T Hg2Cl2
[ Cl- ]2
nên :
E = E0 +
-
Khi [ Cl ] = 1 mol/lit :
E = E0 +
0,059
n
lg
T Hg2Cl2
(9)
- 2
[ Cl ]
0,059 lg T
Hg2Cl2
M(r) │ MX(r) │ Xn- MXn/M,
(aq)
Xn-
MX(r) + ne
Pt (r)│Ox (aq) , Kh
(aq)
Ox/ Kh
1/2 X2 (k) + ne
Ox + ne
M (r)
1/2 X2 (k)
Xn-(aq)
M(r) + Xn-(aq)
Kh
2.3. Điện cực hiđro tiêu chuẩn, điện cực tiêu chuẩn, thế điện cực tiêu chuẩn
a. Điện cực hiđro tiêu chuẩn
5
Chuyên
đề
Điện
hóa
Mặt khác E pin > 0, do đó :
- Nếu điện cực hiđro là điện cực âm( đóng vai trò anot: luôn xảy ra quá trình oxi hoá)
thì điện cực cần đo là điện cực dương và phản ứng trong pin ≡ qui ước
E0 M n + / M > E0 2 H + / H 2
- Ngược lại: Phản ứng trong pin ngược với chiều qui ước
hay E0 M n + / M < E0 2 H + / H 2
( Trong thực tế, để làm điện cực so sánh người ta thường dùng điện cực calomen
Hg/Hg2Cl2/ KCl bão hoà có thế bằng 0,2415V so với điện cực tiêu chuẩn hiđro do điện
cực calomen có thế rất ổn định, độ lặp lại cao, dễ sử dụng và đễ bảo quản).
3. TẾ BÀO GALVANI (pin Galvani hay Pin điện hoá )
3.1 Cấu tạo của một pin Galvani: Zn - Cu ( pin Đanien - Jacobi)
6
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
∗ Hình vẽ:
e
Zn
dd ZnSO4 ←
1M
Cầu muối
Hiệu số điện thế giữa hai bản của lớp điện kép → Thế khử của cặp Ox - kh Zn2+/ Zn
Mỗi điện cực có một thế xác định (tuỳ theo bản chất của kim loại và Cion trong dung
dịch) → khi nối có điện thế khác nhau bằng dây dẫn → quá trình cân bằng điện thế giữa
hai điện cực làm xuất hiện dòng điện trong mạch.
Điện cực Cu có thế cao hơn → electron chuyển từ Zn → Cu.
Kết quả :
a. Ở cực Zn:
Cân bằng Zn
Zn2+ + 2e (qt Ox Zn)
chuyển → phải để bù lại số e chuyển đi
b. Ở cực Cu:
Cân bằng Cu2+ + 2e
thanh Cu nhận e
Phản ứng trong pin:
Cu ( qt khử Cu2+) chuyển → trái, các ion Cu2+ đến bề mặt
Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
7
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
VD:
(-) Cu │ Cu2+ ( C = 0,1M ) ││ Cu2+ ( C = 1M ) │ Cu (+) ...
5. Sơ đồ pin:
a. Cơ sở để viết sơ đồ pin:
Ta xét mạch điện hoá Đanien - Jacobi:
Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
Để thu được dòng điện từ phản ứng trên ta phải bố trí thích hợp vị trí các nửa hay bán
phản ứng:
Zn
Zn2+ + 2e
8
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
Cu2+ + 2e
Cu
Trong trường hợp mạch Đanien - Jacobi, sơ đồ đó như sau:
sơ đồ pin các cation chuyển dời từ trái → phải, trong dây dẫn các electron cũng
chuyển rời theo chiều đó.
Vậy để có E pin > 0 cần có :
Điện cực bên trái :
cực âm ( anot)
Điện cực bên phải : Cực dương ( catot)
E0 pin = E0phải - E0trái =
E0(+) - E0(-) = E0catot - E0anot
∗ Vậy: khi xác định pin:
• Điện cực có thế khử chuẩn (tiêu chuẩn) lớn hơn được làm cực dương (catot) luôn ở
bên phải
• Điện cực có thế khử chuẩn (tiêu chuẩn) nhỏ hơn được làm cực âm (anot) luôn ở bên
trái
b. Kí hiệu của tế bào điện hoá:
Anot ( trái )
Catot ( phải )
- Bề mặt phân chia giữa hai pha , kí hiệu: │
- Bề mặt tiếp giáp giữa 2 dd điện li , kí hiệu: ││ hoặc
+ Kí hiệu: ││khi giữa hai dd nối với nhau qua một cầu muối để loại trừ thế khuyếch
tán.
+ Kí hiệu:
khi giữa hai dd không có cầu nối ⇒ xuất hiện thế khuyếch tán do sự
trao đổi không tương đương các ion.
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
Sự điện phân là quá trình oxi hoá - khử xảy ra ở trên bề mặt các điện cực khi cho
dòng điện một chiều đi qua hợp chất nóng chảy hoặc dung dịch chất điện ly.
2 - Điện phân chất điện li nóng chảy
2.1 Điện phân muối halogenrua nóng chảy.
10
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
2MXn
Æi÷n
ph©n
⎯⎯⎯⎯⎯
⎯
→ 2M + nX2
ph©n
⎯⎯⎯⎯⎯
⎯
→ 4M + nO2 + 2nH2O
n„ng
ch∂y
4M(OH)n
Phương pháp này dùng để điều chế các kim loại kiềm
Thí dụ:
4NaOH
Æi÷n
ph©n
⎯⎯⎯⎯⎯
⎯
→ 4Na + O2 + 2H2O
n„ng
ch∂y
2.3 Điện phân oxit nóng chảy.
2M2On
Æi÷n
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:
- 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
11
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
- 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.
Cu + Cu2+ ⎯⎯
→ Cu + 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%.
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...
12
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
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:
Æi÷n
ph©n
Muối + H2O ⎯⎯⎯⎯⎯→
CuCl2 ⎯⎯⎯⎯⎯→
Cu + Cl2
dung
dfich
Trường hợp 3: Điện phân dung dịch muối trung hoà của axit chứa oxi của kim loại từ Al
về trước trong dãy điện hoá thì thực chất là nước điện phân.
Thí dụ: Điện phân dung dịch Na2SO4
Æi÷n
ph©n
2H2O ⎯⎯⎯⎯⎯→
2H2 + O2
dung
dfich
(Na2SO4 )
Na2SO4 đóng vai trò dẫn điện, không tham gia điện phân.
Trường hợp 4: Điện phân dung dịch muối trung hoà của axit chứa oxi của kim loại
đứng sau Al trong dãy điện hoá thì xảy ra phản ứng:
Æi÷n
ph©n
Muối + H2O ⎯⎯⎯⎯⎯→
Kim loại + O2 + Axit tương ứng.
dung
dfich
Thí dụ: Điện phân dung dịch CuSO4
t:
Thời gian điện phân, tính bằng giây (s)
F: Hằng số Faraday ( F = 96500 culong/mol )
F là điện lượng cần thiết để tạo ra
A
gam chất thoát ra ở điện cực. F chính là điện lượng
n
của 1 mol electron.
Hệ quả:
Số mol chất thoát ra ở điện cực =
It
nF
5 – Hiệu suất điện phân hoặc hiệu suất dòng
Trong quá trình điện phân, không phải tất cả các electron đều tham gia quá trình khử ở
catot và quá trình oxi hoá ở anot với chất chính, nó còn tham gia các quá trình phụ khác (
thí dụ điện phân các tạp chất có mặt, điện phân thành sản phẩm phụ khác,…), do đó lượng
chất thực tế thoát ra ở điện cực (mtt) nhỏ hơn lượng chất tính theo định luật Faraday (mlt).
Hiệu suất điện phân được tính theo công thức.
H% =
mtt
× 100%
mlt
( 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+
Phản ứng ở cực dương là:
2H+ + 2e = H2
Sơ đồ pin là:
(-)
Zn
Zn2+ 1M
H+ 1M
H2 ( Pt) (+)
Bài 2
Công thức Nernst cho biết những yếu tố ảnh hưởng đến thế khử. Hãy viết công thức
Nernst để tính thế khử của các cặp sau 250C:
⎯⎯
→ Fe
Fe2+ + 2e ←⎯
E = Eo
2+
Fe
RT
[Ox]α
+
ln
.
nF
[K h]β
Fe
+
Sn4 + Sn2 +
0,059
lg [Fe2+]
2
0,059 [Sn 4+ ]
+
lg 2+
2
[Sn ]
⎯⎯
-
Tính thế khử chuẩn ở 250C của cặp Sn4+ - Sn2+.
-
Có một pin sau ở điều kiện chuẩn và 250C:
Sn
Sn2+
Sn4+ , Sn2+
Pt
Hãy viết phương trình phản ứng xảy ra trong pin, chỉ rõ điện cực âm, điện cực dương
của pin. Tính SĐĐ chuẩn của pin và rG0 của phản ứng xảy ra trong pin ở 250C.
* Hướng dẫn giải bài 3:
5. Phản ứng:
⎯⎯
→ Sn2+ + 2e là + 0,14 V → rG01 = −2×0,14F
Sn ←⎯
⎯
⎯⎯
→ Sn là + 0,005 V → rG02 = −(4×0,005)F
Sn4+ + 4e ←⎯
⎯
⎯⎯
→ Sn2+ ⇒ rG0 =rG02 + rG01 = − 0,3F = −nFE o
Sn4+ + 2e ←⎯
⎯
→ rG0298 = −2×0,29×96500 = −55970 J < 0 nên phản ứng tự xảy ra ở đktc;
Bài 4
Thiết lập pin để có phản ứng xảy ra như sau:
a) 2 AgCl + H2
2 Ag + 2 HCl
_
b) HCOOH + CH3COO
_
HCOO + CH3COOH
16
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
c) 2 A g + +
2-‐
CH3COOH
H + CH3COO
_
HCOOH + CH3COO
_
HCOO + CH3COOH
(−) (Pt) H2⎥ CH3COO − ⎥⎥ H+; HCOOH⎥ H2 (Pt) (+)
(−) H2 − 2e → 2H+
_
+
H + CH 3 COO
⇒
CH 3 COOH
H2 + 2CH3COO − → CH3COOH + 2e
(+) H COOH
H
+
+ H COO
2Ag+ +
2-‐
Ag2 CrO 4
CrO 4
2Ag − 2e + CrO42- → Ag2CrO4↓ (1)
(+)
→ Ag
Ag + 1e
(2)
C Ag cao hơn
+
2Ag+ + CrO42- → Ag2CrO4
(1) (2) →
Bài 5
Người ta mắc xung đối ắc quy chì 2V với pin:
Zn⎥ Zn2+ 10-2M⎥⎥ Cu2+ 0,1M⎥ Cu
E 0Zn 2+ / Zn = − 0,76V
0
E Cu
Zn2+ + 2e → Zn
Cu − 2e → Cu2+
Ắc quy (−):
Pb − 2e → Pb2+
18
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
Pb2+ + HSO4− → PbSO4 + H+
_______________________________
(−) Pb + HSO4− − 2e → PbSO4 + H+
(+) PbO2 + 4H+ + 2e → Pb2+ + 2H2O
Pb2+ + HSO4− → PbSO4 ↓ + H+
______________________________
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
Điện
hóa
học
Pt
Fe3+ 0,1M, Fe2+ 0,2M
Fe3+ 0,2M, Fe2+ 0,1M
Pt
-
Tính rG của phản ứng xảy ra trong pin.
-
Tính nồng độ các ion Fe3+ và Fe2+ ở các điện cực khi cân bằng,cho biết thế khử
chuẩn của cặp Fe3+ - Fe2+ là 0,77 V ở 250C.
♣Đáp số: rG= -3474 J; [ Fe3+ ]= 0,15V và [ Fe2= ]= 0,15V
Bài 9
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.
Cho pin:
20
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
Fe(OH)2, Fe(OH)3 /CH3COONH4 0,2M, NH3 0,1M // Ag+ 0,01M, NH3 1M, NH4+ 0,08M /
Ag
1. Tính E pin.
2. Nếu mắc xung đối pin trên với ắc quy chì 2V thì sẽ xảy ra quá trình gì?
pKs: Fe(OH)3
: 37,50
Fe(OH)2
: 15,00
lgβ Ag+ với NH3 : 3,32 7,24
♣Đáp số:
Epin = 0,5155V
Bài 11
Cho E0(AgI/Ag) = - 0,145V
E0 (ClO4-/ClO3-) = 1,19V
1. Cho biết ý nghĩa E0 và cách xác định chúng.
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
b. Nồng độ H+ giảm nên E(+) giảm nên Epin giảm.
Bài 12
E0(V)
Cho các cặp oxh-khử:
NO3-/NO
0,96
HNO2/NO
1,00
NO3-/HNO2
0,94
1. Viết các nửa phản ứng.
2. So sánh độ bền của các dạng oxh-khử: NO3-, HNO2, NO
3. Điều gì xảy ra nếu cho:
a) NaNO2 phản ứng với KI.
b) Axit hoá hỗn hợp vừa cho.
Cho: E0(I3-/I-) = 0,55V; pKa(HNO2) = 3,29
♣Đáp số:
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
♣Đáp số:
1. (-)
(Pt) H2
H+
AgCl, Cl-
Ag (+)
2. K = 10-3,3135
Bài 14
Mắc xung đối ắc quy kiềm 2,4V với pin Lơlăngxê có những quá trình nào xảy ra?
NiOOH⎟ Cd (OH−)
♣Đáp số:
Ắc quy kiềm:
NiO(OH) và Cd
Cd⎥ Cd(OH)2; OH−⎥⎥ NiO(OH)⎥ Ni(OH)2; OH−
Pin Lơclăngxê:
(−): 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
/ 2Cl −
= 1,36V
EOo2 / H2O = 1,23V
ηO
2
/ Pt
= 0,5V
2H+ + 2e → H2
1,36V = EClo
EO2 / H 2O = E o +
→ ECl
2
/ 2 Cl −
< EO2 / H 2O
Cl2 + 2e É 2Cl–
Pt + 6Cl– → PtCl62– + 4e
2Cl2 + Pt + 2Cl– → PtCl62– (dung dịch vàng)
24
Chuyên
đề
Điện
hóa
học
Bằng phương pháp điện phân có thể đ/c PtCl62– hoà tan điện cực Pt.
Catot: quá trình khử
Anot: quá trình oxi hoá
cả trong pin và trong điện phân.
Electron đi từ cực (–). Khi điện phân đổi cực.
PtCl62– + 4e → Pt + 6Cl–
2Cl– -2e → Cl2
Fe2+ sau 24 giờ. Biết oxy dư.
5. Tính E của phản ứng biết:
[Fe2+] = 0,015M; pHnửa pin phải = 9,00, p(O2) = 0,700bar.
25
Copyright: Tài liệu đại học ©