Bài giảng Hóa lý - Chương 8: Điện hóa học
Nội dung
Chương 8
1. Tính chất của dung dịch điện ly
2. Pin và điện cực
ĐiỆN HÓA HỌC
1
2
Chất điện ly
• Chất điện ly (chất điện phân): là các
chất có thể tạo ra các dung dịch ion và
hỗn hợp nóng chảy có chứa các ion.
Tính chất của
dung dịch điện ly
3
4
Dung dịch chất điện ly
Sự điện ly
là dung dịch có tính chất:
• đồng nhất trong thể tích
• là sự phân ly của các chất điện ly trong
dung dịch.
• có thành phần thay đổi liên tục trong
một giới hạn
• là một quá trình thuận nghịch
• có khả năng cho dòng điện đi qua nhờ
sự chuyển vận điện tích của các ion.
M+A-
+Mz+ -Az-
+
5
6
1
Hằng số điện ly KD
Độ phân ly
M+A-
+Mz+
+
-Az-
• là số phần phân tử đã phân ly so với số
phần tử hoà tan trong dung dịch ban
đầu.
Khi cân bằng:
)
n(0
1).(
(n) .(n)
nM
.( ) ( )
KD
KD
(1 )
A
n0.2
1
Khi + = - = 1
n0 = số mol chất
điện ly (ban đầu)
KD
n: nồng độ mol, ion-mol
7
8
Hệ số Van t’Hoff i
• là tỉ số giữa số phần tử sau phân ly (ion
+ phân tử) so với số phần tử trước khi
phân ly (số phân tử hoà tan)
• Dung dịch loãng có i 14
• Chất điện ly yếu: có rất nhỏ, 0;
• Chất điện ly mạnh: 1
(n0 n0.) .n0. .n0.
i
n0
– Ví dụ: Các muối tan, các acid. base vô cơ
Đặt : = + + -
i = 1 + (-1).
i 1
1
9
10
Tính chất của dung dịch chất điện ly
• Đồng nhất về tính chất hoá lý ở mọi điểm
trong thể tích
• Thành phần có thể thay đổi liên tục trong
một giới hạn
• Trong dung dịch chất điện ly có tưong
tác tĩnh điện của các ion tạo ra sự
khác biệt giữa dung dịch chất điện ly
mạnh và dung dịch chất điện ly yếu.
• Tăng điểm sôi
• Giảm điểm kết tinh
• Tăng áp suất thẩm thấu: =i.C.R.T (do sự
phân ly chất điện ly thành ion nên làm tăng
số “hạt” phân tử trong dung dịch)
11
12
2
áp suất thẩm thấu: =i.C.R.T
Lực tĩnh điện giữa 2 ion
Aùp suaát caàn phaûi
taùc duïng leân
dung dòch ñeå
q1.q2
q1.q2
f
(ĐL Coulomb)
4r2 40Dr2
dung moâi nguyeân
chaát khoâng theå
thaåm thaáu qua
maøng baùn thaám
sang dung dòch .
• q1, q2: điện tích của 2 ion trái dấu
• Chú ý: giữa dung môi và chất điện ly
có thể có tương tác (hoá học, vật lý).
13
14
Sự solvat (hydrat) hoá
Sự solvat (hydrat) hoá
Quaù trình taùc duïng cuûa ion vôùi caùc
phaân töû dung moâi tạo taäp hôïp töông
ñoái beàn chaéc – goïi laø solvate hoùa.
Dung moâi nöôùc: hydrat hoùa.
Soá cuûa caùc phaân töû nöôùc raøng buoäc
trong hydrat (phöùc nöôùc) goïi laø soá cuûa
hydrat hoùa (soá phoái töû).
15
16
Sự solvat (hydrat) hoá
Sự solvat (hydrat) hoá
ÔÛ lôùp hydrat hoùa gaàn: lieân keát cho nhaän, do coøn
obitan troáng cuûa cation vaø caëp ñieän töû gheùp ñoâi
cuûa nöôùc.
Vôùi dung moâi nöôùc: (quan troïng nhaát)
dung dòch cuûa cation kim loaïi kieàm,
kieàm thoå taïo ra do töông taùc tónh ñieän
ion – löôõng cöïc.Töông taùc naøy phuï
thuoäc: ñieän tích, baùn kính, khoái löôïng
cation
ÔÛ lôùp hydrat hoùa xa: caùc phaân töû dung moâi ñònh
höôùng khoâng hoaøn toaøn, do lieân keát loûng leûo hôn.
Caùc ligand nöôùc khoâng ôû coá ñònh trong phöùc nöôùc
maø coù theå thay ñoåi vò trí. Ligand naøy ra ñi, ligand
khaùc vaøo theá.
17
18
3
Nguyeân nhaân cuûa söï ñieän ly
Söï solvat hoùa, hydrat hoùa giaûi phoùng naêng
Các loại nồng độ trung bình
löôïng tinh theå raén bò phaù vôõ, lieân keát hoùa hoïc
bò phaù vôõ.
Molan
m = (m++.m--)1/
Phần mol
x = (x++.x--)1/
c = (c++.c--)1/
Mol/lit
Quan hệ:
m
c
x
: khối lượng riêng
dung dịch (g/ml)
m1000/ M1 c (1000 M2.c)/ M1
19
20
Ý nghĩa vật lý của
Các loại hệ số hoạt độ trung bình
•
•
xác định sự khác biệt giữa dung dịch thực và dung
dịch lý tưởng
m = (m +. m
)
- 1/
Molan
+
-
Có hai loại lực tác dộng vào các ion trong dung dịch:
–
–
tương tác với phân tử dung môi
tương tác tĩnh điện với các ion khác
Phần mol
- 1/
x = (x +. x
)
+
-
•
•
Khi pha loãng dung dịch tăng khoảng cách giữa
các ion giảm tương tác
Dung dịch vô cùng loãng tương tác solvat hoá là
chủ yếu dung dịch vô cùng loãng chỉ là gần đúng
lý tưởng, xem như năng lượng solvat hoá không phụ
thuộc nồng độ.
Mol/lit
- 1/
c = (c +. c
)
+
-
Quan hệ:
m.M
0
c(M1 M2 )
10000
ln x ln m ln(1
1 ) ln c ln(
1000
)
, 0 : khối lượng riêng dung dịch, dung môi (g/ml)
21
22
Lực ion (I)
Lực ion (I)
• Trong vùng dung dịch loãng của chất
điện ly mạnh, phụ thuộc vào lực ion:
• Lực ion I của một dung dịch:
Im = 1/2.(mi.Zi2)
23
24
4
Lực ion (I)
Lực ion (I)
• Nếu dung dịch chỉ có 2 loại ion:
Im =1/2(m+.Z+2 + m-.Z-2)
= 1/2(+.Z+2 + -.Z-2).m
• Như vậy trong một dung dịch chất điện
ly mạnh, không phụ thuộc vào bản
chất của chất điện ly khác thêm vào,
chỉ phụ thuộc nồng độ và hoá trị của
nó.
IC = 1/2.(Ci.Zi2)
mi: nồng độ molan
Ci: nồng độ thực của các ion, không
kể đến phần không phân ly.
25
26
Định luật giới hạn Debye-Huckel
Lực ion (I)
• Tồn tại tương tác tĩnh điện giữa các
ion Sự khác biệt của dd thực so
với dd lý tưởng:
Định luật thực nghiệm Lewis Randall
i = ilt + itt = i0 + RTlnai = i0 + RTlnCi + RTlni
• Trong vùng nồng độ loãng của các
dung dịch, hệ số hoạt độ trung bình của
một chất điện ly mạnh có giá trị như
nhau đối với tất cả các dung dịch có
cùng lực ion.
Thế hóa
lý tưởng
Thế hóa
do tương
tác
27
28
Định luật giới hạn Debye-Huckel
Định luật giới hạn Debye-Huckel
Xác định hệ số hoạt độ ion: i
lgi A.Zi2. IC
Từ sự khác biệt đó, Debye-Huckel đã đưa ra
công thức xác định hệ số hoạt độ ion i:
lgi A.Zi2. IC
(Phương trình gần đúng bậc 1)
(PTGĐ bậc 1)
Với dung môi là H2O ở 25oC:
Với:
k: Haèng soá Boltzmann
2
e0
8.e02 N0
N0: Soá Avogadro
A
: Haèng soá ñieän moâi
2,303.2kT .k.T.1000
lg i= −0,509. 푍2 퐼푐
e0: ñieän tích của ñieän tử = 4,8 . 10-
푖
10
Zi : Hóa trị (điện tích) của ion
IC = 0.5Ci.Zi2 : Lực ion (ion-gam/l)
29
30
5
Định luật giới hạn Debye-Huckel
Định luật giới hạn Debye-Huckel
Xác định hệ số hoạt độ trung bình ion:
Xác định hệ số hoạt độ trung bình ion:
M A Mz Az
lg ZZ A IC ZZ A' Im
= (++.--)1/
.lg = +lg+ + -lg-
Với dung môi là H2O ở 25oC:
= + + -
Z2 Z2
lg
A IC
lg ±= −0,509. 푍 + 푍 −
퐼
Do: + .Z+ = - Z-
(xem SGK)
lg ZZ A IC ZZ A' Im
(A' A 0 )
Với dung môi là H2O ở 25oC: A A’ = 0,509 (mol/l)-0.5
31
32
Định luật giới hạn Debye-Huckel
Định luật giới hạn Debye-Huckel
C
NaCl
ZnSO4
(mol/l)
lgi A.Zi2. IC
(Phương trình gần đúng bậc 1)
(PTGĐ bậc 1)
(Lý
(Thực
(Lý
(Thực
thuyết) nghiệm) thuyết) nghiệm)
Giới hạn của PTGĐ bậc 1:
•
0,001
0,002
0,01
0,954
0,946
0,840
0,965
0,952
0,812
0,812
0,517
0,700
0,700
0,387
dùng cho dd loãng (C 0.01M, I= 0.01-0.03)
của chất điện ly 1-1
0,906
33
34
Định luật giới hạn Debye-Huckel
Xác định hệ số hoạt độ ion: i
Định luật giới hạn Debye-Huckel
Xác định hệ số hoạt độ ion: i
Với dung môi là H2O ở 25oC:
Với dung môi là H2O ở 25oC:
−ퟎ,ퟓퟎퟗ 풁ퟐ
푰
−ퟎ,ퟓퟎퟗ 풁ퟐ
푰 + 푪. 푰 (I 0,5)
풊
풊
lg i =
(I 0,1)
lg i =
ퟏ+ ퟑ,ퟐퟗ풂 푰
ퟏ+ ퟑ,ퟐퟗ풂 푰
a (nm): is the radius of the hydrated ion.
C: hằng số thực nghiệm
(Extended Debye-Hückel equation)
Phương trình gần đúng bậc 3
Phương trình gần đúng bậc 2
35
36
6
Định luật giới hạn Debye-Huckel
Áp dụng
PT thực nghiệm Davies
• Hằng số cân bằng
• Giá trị pH
IC
lg ZZ A
0,1(ZZ )IC
(I 0,5)
1 IC
• Hệ số hoạt độ ion trong dung
dịch nhiều ion
Xác định hệ số hoạt độ trung bình ion,
dùng để đánh giá kết quả
37
38
Định luật giới hạn Debye-Huckel
Ví duï: Tính heä soá hoaït ñoä trung bình cuûa dung dòch
HCl 0,01M ôû 250C.
Giaûi:
HCl H+
0,01 0,01
+
Cl-
0,01
SỰ DẪN ĐIỆN CỦA
Tính löïc Ion:
DUNG DỊCH ĐIỆN LY
Ic = 0,5.Ci.Zi2 = 0,5.(0,01.12 + 0,01.12 )=0,01
lg A.Z.Z. Ic
AÙp duïng PTGĐ bậc 1:
lg 0,509.Z.Z. Ic 0.0509
= 0,889
39
40
Sự dẫn điện trong DD ĐL
Sự dẫn điện trong DD ĐL
Sự điện phân
Các loại dây dẫn
ion (+)
cation
q
q
(Dây dẫn loại 1)
(Dây dẫn loại 1)
Dây dẫn loại 1 (kim loại, chất bán dẫn) :
Dẫn điện nhờ các e và các lổ
trống
ion(-)
ANOD
CATOD
anion
Phản ứng oxi hóa
2Cl- Cl2 + 2e
Fe2+ Fe3+ + e
Phản ứng khử
Cu2+ + 2e Cu
Dây dẫn loại 2 (DDĐL, chất điện ly nóng
chảy,..) : Dẫn điện nhờ các ion.
2H2O + 2e H2 + 2OH-
(Dây dẫn loại 2)
41
42
7
Định luật điện phân Faraday
Định luật điện phân Faraday
–ĐL 1: Lượng chất bị tách ra hay bị hòa
tan khi điện phân tỉ lệ thuận với điện
lượng đi qua dung dịch điện ly
–ĐL 2: Cùng một điện lượng đi qua các
chất điện ly khác nhau thì lượng chất bị
chuyển hóa sẽ tỉ lệ thuận với đương
lượng hóa học của chúng
m= k0It = k0.q
Số Faraday: F= 96.500 C : điện lượng cần thiết để
chuyển hóa 1 đương lượng gam (đlg) của một chất
bất kỳ.
k0: đương lượng điện hóa
q: điện lượng (C- culong= 1 Ampe.giây)
Hiệu suất dòng điện: = mthực/mlt (<1) với mlt lượng
chất tính dựa trên định luật Faraday.
43
44
Độ dẫn điện
Độ dẫn điện
• Độ dẫn điện riêng (/’kai/)
• Độ dẫn điện riêng (/’kai/)
Đơn vị: - Hệ SI: S.m-1 [ với S= -1 : /’siemens/]
- hoặc -1.cm-1 với: 1 [-1.cm-1] = 100 [S.m-1]
Chất
(-1.cm-1) ở
180C
1
– Dây dẫn loại 1:
( : điện trở suất )
Ag
615.000
0,0098
10-18
– Dây dẫn loại 2: Độ dẫn điện của 1cm3 (1ml)
dung dịch đặt giữa 2 điện cực phẳng song
song có cùng diện tích S, cách nhau 1 cm.
dd KCl 1N
Paraffin
45
46
Độ dẫn điện
Độ dẫn điện
•
Ảnh hưởng của nhiệt độ đến :
• Độ dẫn điện đương lượng (-1.đlg-1.cm2)
Độ dẫn điện của một thể tích dung dịch chứa 1 đlg
chất điện ly nằm giữa 2 điện cực phẳng song song,
cùng diện tích, cách nhau 1 cm.
T = 25 [1- (T-25) + (T-25)2]
T , 25 : độ dẫn điện riêng ở nhiệt độ T 0C và 250C
, : hệ số nhiệt độ (phụ thuộc chất điện ly)
Phương trình thực nghiệm:
.1000
= 0,0163 (- 0.0174)
C
Với C: nồng độ đương lượng (đlg/l)
47
48
8
(-1đlg-1.cm2)
Độ dẫn điện
Tốc độ vận chuyển ion & độ dẫn điện
• Các ký hiệu và giải thích: (upsilon)
Ảnh hưởng của C đến :
-
Chất điện ly mạnh: giảm chậm khi C
tăng, quan hệ =f(C1/2) là đường thẳng.
Định luật Kolhrausch 1:
+ , - : tốc độ chuyển vận của cation, anion (cm/s)
phụ thuộc bản chất, nồng độ, T, độ nhớt, cường độ
điện trường ngoài,…
= - A.C1/2
0+ , 0- : tốc độ tuyệt đối hay linh độ cation, anion (cm2.s-1.V-1)
+ = 0+.(E/l) ; - = 0-.(E/l)
C (đlg/l)
Với:
(-1đlg-1.cm2)
[E/l: cường độ điên trường ngoài]
: Độ dẫn điện đương lượng giới hạn;
A: hệ số thực nghiệm
-
Chất điện ly yếu: giảm nhanh khi C
tăng, quan hệ =f(C1/2) là đường cong.
C1/2 (đlg/l)1/2
49
50
Tốc độ vận chuyển ion & độ dẫn điện
Tốc độ vận chuyển ion & độ dẫn điện
Linh độ của ion H+ và OH-
0 (H+) và 0 (OH-) rất lớn so với o của các ion
Dung dịch vô cùng loãng- ĐL Kohlrausch 2:
= = + + -
khác.
, + , - : ĐDĐĐL giới hạn và ĐDĐĐL giới hạn
của các ion (-1.đlg-1.cm2)
Nguyên nhân:
Dưới điện trường ngoài, ion H+ và OH- chuyển vận
trong nước theo cơ chế “dây chuyền”
H
H
H
H
Lưu ý: ∞ (axit) > ∞ (bazơ) >> ∞ (muối)
H-O-H + O-H H-O + H-O-H
H+ + H2O H3O+
+
+
H
H
H
H
H-O
+
O
O + H-O
-
-
51
52
Số tải
Tốc độ vận chuyển ion & độ dẫn điện
Số chuyển vận của ion (Số tải)
(Transport number, transference number)
-1
oi .105 (cm2.s-1.V )
Ion
(dd vô cùng loãng ở 25oC)
Là tỉ số giữa điện lượng mang bởi
ion đó qua tiết diện của dd CĐL và
tổng điện lượng đi qua tiết diện đó.
H+
OH-
Na+
Cl-
363,0
205,0
52,0
qi
ti
q
79,0
i
53
54
9
Số tải
Số tải
– Nếu dd CĐL chỉ chứa 2 loại ion:
–Nhận xét: ti sẽ phụ thuộc vào ion cùng
cặp với ion đó.
q
I
I
0
t
q q
0 0
Chất
NaCl
HCl
điện ly
t 1t
t-(Cl-)
0.604
0.170
55
56
Số tải
Số tải
• Phương pháp Hittorf xác định số tải
• Phương pháp Hittorf xác định số tải
Ví dụ: điện phân dd HCl, điên cực trơ
Nguyên tắc:
Anolit
Giữa
Catolit
Trước khi
điên phân
Xác định ti thông qua sự biến thiên nồng
độ ion ở vùng anolit và vùng catolit.
Trong khi
điên phân
Sau khi
điên phân
57
58
Số tải
• Phương pháp Hittorf xác định số tải
Lượng chất điện ly giảm:
na 0
nc 0
- Ở anolit : na
- Ở catolit : nc
1
1
t
PIN VÀ ĐiỆN CỰC
( / ) 1 (nc / na ) 1
Lưu ý: Do sự solvat hóa, dung môi cũng di chuyển theo ion có sự
khác biệt Ti (thực) và ti (biểu kiến, theo PP Hittorf). Trong các
dd loãng, sự khác biệt này ít.
59
60
10
Pin điện hóa
Pin điện hóa
Các khái niệm
Các khái niệm
+2e
-2e
Electrolysis
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
H0298= -51820 cal/mol
Electric energy
Chemical energy
G0 = -50710 cal/mol
298
Galvanic cell
Nối 2 điện cực bằng dây dẫn loại 1 e- sẽ di chuyển từ điện
cực Zn qua điện cực Cu, tạo thành dòng điện- HÓA năng ĐIỆN
năng.
61
62
Pin điện hóa
Pin điện hóa
Các khái niệm
Ký hiệu pin
Pin điện hóa (pin, nguyên
Hóa năng
: Điện cực- dung dịch
tố Galvanic): là một hệ
biến đổi hóa năng thành
điện năng, nhờ phản ứng
oxy hóa khử trên điện cực.
(-) Zn ZnSO4 CuSO4 Cu (+)
: dung dịch- dung dịch
(không có thế khuếch tán)
:
(-) Zn ZnSO CuSO Cu (+)
.
4
4
:
.
: dung dịch- dung dịch
(có thế khuếch tán)
Điện năng
(-) Pt, H2 H+ Fe3+ Fe2+ , Pt (+)
,
: các thành phần của
điện cực
63
64
Pin điện hóa
Pin điện hóa
Thế điện cực ()
Lớp điện tích kép
dd
+k > +
dd
- Khi +k > +
:
-
-
Do không thể xác định giá trị tuyệt đối của BNT nên
dùng 1 điện cực chuẩn để so sánh.
cation tách khỏi bề mặt kim loại đi vào dd, để
lại e- bề mặt tích điện (-) hút các cation
cản trở quá trình hòa tan. Khi cân bằng :
lớp điện tích kép
Ghép điện cực chuẩn, làm cực (-), với điện cực khảo
sát , làm cực (+)
Sức điện động của pin (E) = : thế điện cực
+k < +
dd
dd
- Khi +k < +
:
cation kết tủa trên mặt kim loại bề mặt tích
điện (+) hút các anion cản trở quá trình
kết tủa. Khi cân bằng : lớp điện tích kép
-
: sự khác biệt thế của điện cực đó so với điện cực
chuẩn
-
Điện cực chuẩn: Điện cực Hydro : oH+/H2 = 0 (V)
Bước nhảy thế
65
66
11
Pin điện hóa
Pin điện hóa
Bảng thế điện cực chuẩn
Sức điện động
Bảng thế điện cực chuẩn của các cặp Ox/Kh:
giá trị o298 ở điều kiện chuẩn (1 atm, 250C)
EA= (+) - (-)
Sức điện động của một mạch điện hóa
bằng hiệu thế giữa điện cực dương và
điện cực âm (khi không có thế khuếch tán)
Nếu Ox có tính oxy hóa > H+ : o298 < 0
Ví dụ: o298 (Zn2+/Zn)= -0,7628V, nên
2H+ + Zn = H2 + Zn2+
Nếu Kh có tính khử < H2 : o298 > 0
Ví dụ: o298 (Cu2+/Cu)= +0,337V, nên
H2 + Cu2+ = 2H+ + Cu
67
68
Nhiệt động học của pin & điện cực
Nhiệt động học của pin & điện cực
Công điện của pin
Phương trình NERNST
(ảnh hưởng của nồng độ đến E và )
Khi pin làm việc thuận nghịch nhiệt động thì
công điện của pin là công hữu ích cực đại
A’max. Công điện khi chuyển hóa 1 mol chất:
aA + bB
dD + eE
Phản ứng xảy ra trong pin:
PT đẳng nhiệt Vant’ Hoff:
G = -RT ln(Ka / a )
nFE= RT ln(Ka / a )= RT lnKa - RTlna
A’max= q.E = nF.E
(n: số e trao đổi)
R.T
n.F
R.T
n.F
aDd .aEe
aAa .aBb
Khi T,P= const, theo nguyên lý 2 nhiệt động học:
G = -A’max
E
ln Ka
.ln
d
e
aD.a
R.T
n.F
Hay:
E E0
ln
(Phương Trình NERNST)
E
G= -nFE
a
b
aA .aB
69
70
Nhiệt động học của pin & điện cực
Nhiệt động học của pin & điện cực
Ảnh hưởng của nhiệt độ
Phương trình NERNST
H
n.F
dE
dT
(ảnh hưởng của nồng độ đến E và )
E
T
Phản ứng xảy ra ở điện cực:
Ox + ne Kh
dE
dT
: hệ số nhiệt độ của SĐĐ
PT NERNST trở thành:
Ở 25oC :
R.T
n.F
aKh
aOx
0
ln
dE
1
(G)
S
nF
Hệ số nhiệt độ của SĐĐ tỉ lệ với
biến thiên entropy
dT
nF T
휑 = 휑0 − 0,059 lg(푎푎
)
P
퐾ℎ
푛
푂푥
d
dT
d S
dT nF
T 0T
.(T 298)
Vaø:
0: thế điện cực khi hoạt độ của các cấu tử bằng 1
71
72
12
Nhiệt động học của pin & điện cực
Hệ thức Luther
Xét kim loại M có 2 cation Mh+ và Mn+
Phân loại điện cực- mạch điện hóa
Các loại điện cực
Điện cực loại 1:
Mh+ + he M (1)
Mn+ + ne M (2)
Mh+ + (h-n)e Mn+ (3)
G1 = -hFh
Điện cực thuận nghịch cation/anion – gồm
kim loại (hoặc phi kim) nhúng vào dd chứa
ion của nó
G1 = -nFn
G1 = -(h-n)Fh/n
M
n+M:
Mn+ + ne = M
A + ne = An-
Do: (3) = (1) – (2) nên: G3 = G1 - G2
(h n).F.h/ n h.F.h n.F.n
AAn-:
Ví dụ:
Cu2+Cu:
SeSe2-:
Cu2+ + 2e = Cu
Se + ne = Se2-
(Hệ thức Luther)
(h-n).h/n = hh - nn
73
74
Phân loại điện cực- mạch điện hóa
Phân loại điện cực- mạch điện hóa
Các loại điện cực
Các loại điện cực
Điện cực loại 1:
Điện cực loại 1:
M
n+M:
AAn-:
PT NERNST:
Mn+ + ne = M
A + ne = An-
aMn
aM
R.T
n.F
R.T
n.F
0
ln
ln
0
0
lnaMn
aA
R.T
R.T
n.F aAn
1
0
ln
n.F aAn
75
76
Phân loại điện cực- mạch điện hóa
Phân loại điện cực- mạch điện hóa
Các loại điện cực
Các loại điện cực
Điện cực loại 2:
Điện cực loại 2:
An- MA M:
MA + ne = M+ An-
R.T
Kim loại được phủ chất khó tan của chính
nó, nhung vào dd chứa anion của hợp chất
khó tan
PT NERNST:
1
0
ln
n.F aAn
An- MA M:
MA + ne = M+ An-
Là các điện cực so sánh điển hình. Ví dụ:
- Điện cực Calomel: Cl-Hg2Cl2Hg,Pt
- Điện cực Bạc-clorua bạc: Cl-AgClAg
Ví dụ:
Cl-AgCl Ag:
AgCl + 1e =Ag + Cl-
77
78
13
Phân loại điện cực- mạch điện hóa
Phân loại điện cực- mạch điện hóa
Các loại điện cực
Điện cực loại 2:
Các loại điện cực
Điện cực loại 3:
Kim loại tiếp xúc với 2 muối khó tan có
chung anion, nhúng vào dd chứa cation của
muối khó tan thứ hai
M’n+M’A, MAM (TMA < TM’A
)
Ví dụ:
Ca2+CaCO3, PbCO3Pb
79
80
Phân loại điện cực- mạch điện hóa
Phân loại điện cực- mạch điện hóa
Các loại điện cực
Các loại điện cực
Điện cực loại 3:
M’n+M’A, MAM (TMA < TM’A
Điện cực oxy hóa-khử
)
Điện cực khí
Ca2+CaCO3, PbCO3Pb
Điện cực hỗn hống
Điện cực thủy tinh
Phản ứng: PbCO3 + Ca2+ + 2e = Pb + CaCO3
R.T
P0b2 / Pb
.ln aPb2
n.F
TPbCO aPb2 .a
;
TCaCO aCa2 .a
3
CO32
3
CO32
R.T
n.F
'0
.ln aCa2
TPbCO
3
aPb2
aCa2
TCaCO
3
81
82
Phân loại điện cực- mạch điện hóa
Phân loại điện cực- mạch điện hóa
Các loại mạch điện hóa
Các loại mạch điện hóa
Mạch có tải- mạch không tải:
Mạch hóa học- mạch nồng độ
Mạch có tải- mạch không tải
Mạch thuận nghịch và không thuận nghịch
83
84
14
Phân loại điện cực- mạch điện hóa
Điện thế khuếch tán
Các loại mạch điện hóa
Mạch có tải- mạch không tải:
Mạch có tải: dd của 2 điện cực tiếp xúc
nhau qua màng xốp Có thế khuếch tán.
kt: Tồn tại trong mạch có tải, tại ranh
giới tiếp xúc giữa hai dd điện cực
(-) Ag AgNO3 (a’) AgNO3(a”) Ag (+)
Nguyên nhân: do linh độ khác nhau của
cation, anion xuất hiện lớp điện tích
kép xuất hiện bước nhảy thế Điện
thế khuếch tán
Mạch không tải: dd của 2 điện cực không
tiếp xúc nhau trực tiếp, ví dụ sử dụng cầu
muối, mạch kép loại bỏ thế khuếch tán.
85
86
Điện thế khuếch tán
Phương pháp đo Sức điện động
và ứng dụng (đọc thêm sgk)
Biện pháp loại trừ kt
- Dùng cầu muối:
dd đậm đặc của một muối có linh
độ cation và anion gần bằng nhau
trong dd keo aga. VD: KCl, KNO3,
NH4Cl, NH4NO3, .. kt không đáng
kể.
- Tạo mạch kép: Loại bỏ hoàn toàn kt
(-) Ag,AgCl HCl(a’) .: HCl(a’’) AgCl,Ag (+)
(-) Ag,AgCl HCl(a’)H2, Pt, H2 HCl(a’’) AgCl,Ag (+)
Phương pháp xung đối
87
88
Nguồn điện hóa học
Sự ăn mòn điện hóa
Ăn mòn điện hóa
- Nguồn điện sơ cấp- pin: chỉ dùng
một lần.
Ví dụ: pin khô La Clanché (Zn-C)
- Nguồn điện thứ cấp- acquy: Có thể
nạp điên và sử dụng nhiều lần
Pin La-Clanché
Ví dụ: Acquy acid, acquy kiềm
- Pin nhiên liệu: làm việc liên tục, trực
tiếp biến hóa năng thành điện năng
Ví dụ: pin Hydro-oxy
Pin nhiên liệu
89
90
15
Sự ăn mòn điện hóa
Sự ăn mòn điện hóa
Cơ chế của quá trình ăn mòn điện hóa
Ví dụ: Sự ăn mòn của thép
Cơ chế của quá trình ăn mòn điện hóa
Hình thành các pin tế vi trong môi trường ẩm:
(-) Fe O2 H2O, Fe (+)
Ở anod (cực (-) của pin)- quá trình anod:
Me – 2e Me2+
Ở catod (cực (+) của pin)- quá trình catod:
0.5 O2 + H2O + 2e 2OH-
Nếu môi trường acid: 0.5 O2 +2H+ + 2e H2O
91
92
Sự ăn mòn điện hóa
Sự ăn mòn điện hóa
Các phương pháp bảo vệ kim loại
Các phương pháp bảo vệ kim loại
Dùng lớp phủ bảo vệ:
- Phủ bằng chất hữu cơ: sơn
Dùng lớp
phủ bảo vệ
Xử lý môi
trường
Dùng dòng
điện ngoài
- Phủ kim loại hoặc hợp kim bền vững: sắt
tráng kẽm (tôn), sắt mạ kền, mạ crom,…
- Phủ bằng màng oxyt bền, cách ly kim loại
với môi trường: ví dụ dùng màng Al2O3
93
94
Sự ăn mòn điện hóa
Các phương pháp bảo vệ kim loại
Xử lý môi trường:
- Giảm chất khử cực, O2: đun nóng, thổi khí,..
- Thêm vào các chất ức chế để làm giảm quá trình
ăn mòn
Dùng dòng điện ngoài:
- Phương pháp bảo vệ catod
- Phương pháp bảo vệ anod
95
16
16 trang
19220
Free
Bạn đang xem tài liệu "Bài giảng Hóa lý - Chương 8: Điện hóa học", để tải tài liệu gốc về máy hãy click vào nút Download ở trên
File đính kèm:
- bai_giang_hoa_ly_chuong_8_dien_hoa_hoc.pdf
