Chương 12
ĐIỆN HÓA HỌC
Cu2+ (dd) + Zn(r) ⇌ Cu(r) + Zn2+ (dd)

Zn - 2e- ⇌ Zn2+
+2
0
0
+2
Cu 2+ + 2e- ⇌ Cu
Chất oxyhoá
Chất bị khử
Chất khử
Chất bị oxyhoá
OXH1 + ne ⇌ KH1
KH2 - ne ⇌ OXH2
Quá trình khử
Điện cực : Catod
Quá trình oxyhoá
Điện cực : Anod
OXH1 + KH2 ⇌ KH1 + OXH2
Dạng OXHlh có tính OXH↑
Dạng KHlh có tính khử ↓
Các loại phản ứng oxyhoá khử
Phản ứng giữa chất OXH khác chất KH
2Ag+(dd) + Cu ⇌ 2Ag + Cu2+
Phản ứng oxyhoá khử nội phân tử
AgNO3 (r) ⇌ Ag (r) + NO (k) + O2(k)
Phản ứng tự oxyhoá khử (pư dị phân )
Cl2 (k) + H2O (l) ⇌ HClO (dd) + HCl (dd)
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 + H2O
Môi trường trung tính: dư oxy + H2O = thiếu oxy + 2OH-
thiếu oxy + H2O = dư oxy + 2H+
Môi trường kiềm : dư oxy + H2O = thiếu oxy + 2OH-
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
Tại sao phải nghiên cứu điện hoá học?
Pin
Ăn mòn
Công nghiệp hoá chất sản xuất:Cl2, NaOH, F2 và Al
Pư oxh sinh học
The heme group
Thế điện cực
Mn+ (dd) + ne ⇌ M
Điện cực kim loại M |Mn+
G = - nF
- thế điện cực – thế khử
 càng dương  Mn+ có tính oxyhoá càng mạnh
 M có tính khử càng yếu
 càng âm  M có tính khử càng mạnh
Mn+ có tính oxyhoá càng yếu
+
+
+
-
-
-
_
_
_
+
+
+
Cu2+/Cu
Zn2+/Zn
 0(Zn2+/Zn) < 0 (Cu2+/Cu)
0 - thế điện cực tiêu chuẩn – thế khử chuẩn
Số e trên thanh Zn nhiều hơn thanh đồng
CẤU TẠO VÀ HOẠT ĐỘNG NGUYÊN TỐ GANVANIC
Zn2+ +2e ⇌ Zn
Cu2+ +2e ⇌ Cu
SO42-
Zn2+
CẤU TẠO VÀ HOẠT ĐỘNG
NGUYÊN TỐ GANVANIC
(-) Zn | Zn2+ (dd) || Cu2+(dd) | Cu (+)
(-) M1| M1n+|| M2n+| M2 (+)
Quá trình khử
Catod(+)
Quá trình oxyhoá
Anod (-)
- < +
Zn -2e  Zn2+
Cu2+ +2e  Cu
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 H2 H+
Pt  Fe2+, Fe3+
Zn Zn2+
Các loại điện cực
Zn2+ +2e ⇌ Zn
AgCl +1e ⇌ Ag + Cl-
2H+ +2e ⇌ H2
Fe3+ +1e ⇌ Fe2+
Epin = + -  - = Cu - Zn
Điện cực Hydro tiêu chuẩn
Pt | H2 | H+
0H+/ H2 = 0
aH+ =1mol/l ; PH2 =1atm
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.
E0 = 0đc - 0 hydro
E0 = 0đc
0 ( Cu2+/Cu) = 0,34V
0( Zn2+/Zn) = - 0,76V
Thế điện cực tiêu chuẩn ở 250C
EOS
Phân loại các chất oxy hoá khử
aKH1 + bOXH2  cOXH1 + dKH2
G = - Amax’ = -qE =-n (e.NA)E = -nFE (thuận nghịch)

G0 = -nFE0
Sức điện động của nguyên tố Ganvanic
+ne
-ne
e = 1,6.10-19 [C]
NA= 6,02.1023
F = 96500 [C/mol]
G [J]
R= 8,314 [J/mol.K]
E [v] ; E0[v]
ở 250C
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
E0 [v]
ở 250C


Phương trình Nernst.
a OXH + ne + x[MToxh] ⇌ b KH + y[MTkh]
G = -nF ; G0 = -nF0

Thế điện cực ( thế khử ) là thông số cường độ.
ở 250C
Thế điện cực phụ thuộc :
a OXH + ne + x[MToxh] ⇌ b KH + y[MTkh]
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
[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 ↓
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)
OXH1 + ne  KH1 G1’ = -nF1
KH1 - ne  OXH1 G1 = -nF (- 1)
OXH2 + ne  KH2 G2 = -nF2
KH1 + OXH2  OXH1 + KH2 G < 0
G = G1+ G2= -nFE = -nF(2 - 1) < 0
2 - 1 > 0 ; 2 > 1
OXH > + KH <  KH > + OXH <
Chiều của phản ứng oxy hóa - khử.
PIN NỒNG ĐỘ
(-)Cu| Cu2+; 0,1M || 1,0M ; Cu2+ |Cu (+)
ở 250C
Điện phân
Zn(r) + Cu2+(dd) Zn2+(dd) + Cu (r)
Điện phân G>0
Pin G < 0
Phản ứng hoá học Dòng điện
Pin G < 0
Điện phân G>0
Các quá trình xảy ra trong Pin và
bình điện phân ngược nhau
Cực dương
Cực âm
Catod Điện phân Anod
Zn2+ +2e  Zn Cu -2e  Cu2+
Anod Pin Catod
Zn -2e  Zn2+ Cu2+ +2e  Cu
Thế phân giải Ep – thế hiệu tối thiểu để tiến hành quá trình điện phân
Quá thế- 0 = Ep – Epin = a0 + c 0
0 – phụ thuộc vào bản chất điện cực, mật độ dòng điện, thành phần dd….
Ep = a0 + c 0 + Epin = a0 + c 0 + + - -
Ep = (+ + a0 ) - (- - c0 )
Thế phóng điện ở anod
Thế phóng điện ở catod
Sự điện phân trong dd điện ly
Catod (-) /qt khử
 (Mn+/M) >  (H2O /H2)
(- - c0) lớn OXH p.điện
Mn+ +ne  M
pH < 7
2H3O+ +2e  H2+ 2H2O
pH ≥ 7
2H2O +2e  H2+ 2OH-
 (Mn+/M) <  (H2O /H2)

Anod (+) / quá trình oxyhoá
( + a0 ) nhỏ  KH sẽ phóng điện
Anod trơ (graphit)
Anion không chứa oxy: I-, Br-, Cl-..
Nước 4OH- - 4e  O2+2H2O pH>7
2H2O - 4e  O2 + 4H+ pH7
Anion có oxy
Anod tan (kim loại)
M – ne  Mn+ (Mn+/M) < 
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