Sang Kien Kinh Nghiem (Dien Hoa Hoc)

Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên

ĐẶT VẤN ĐỀ

Một trong những nội dung cơ bản , quan trọng của phần điện hoá học là

pin điện, sức điện động của pin và thế điện cực chuẩn của kim loại . Những kiến

thức đó giúp ta giải thích nhiều vấn đề trong thực tiễn như sự ăn mòn kim loại,

khả năng phản ứng của kim loại khác nhau với dung dịch axit, dung dịch muối...

Mặt khác , nó còn giúp ta biết cách thiết lập các cặp pin có khả năng hoạt động

tốt, xác định được sức điện động của pin.

Trong những năm qua, đề thi học sinh giỏi Quốc gia thường hay đề cập

tới phần pin điện dưới nhiều góc độ khác nhau. Tuy nhiên, trong sách giáo khoa

phổ thông , do điều kiện giới hạn về thời gian nên những kiến thức trên chỉ được

đề cập đến một cách sơ lược. Qua thực tiễn giảng dạy đội tuyển học sinh giỏi

Quốc gia nhiều năm tôi đă nghiên cứu, chọn lựa và hệ thống những kiến thức lí

thuyết cơ bản, trọng tâm, những bài tập điển hình để soạn ra một chuyên đề

giảng dạy về pin điện giúp cho học sinh hiểu sâu và vận dụng được tốt những

kiến thức trên vào việc giải các bài tập.

Nội dung gồm:

PHẦN A: Kí hiệu cho hệ điện hoá theo công ước của IUPAC (1968)

I. Tế bào điện hoá

II. Điện cực

III. Tế bào Galvani

PHẦN B: Giới thiệu một số bài tập áp dụng

1


NỘI DUNG

PHẦN A: KÍ HIỆU CHO HỆ ĐIỆN HOÁ THEO CÔNG ƯỚC CỦA

IUPAC (1968)

I. TẾ BÀO ĐIỆN HOÁ (ô điện hoá) :

Là một hệ gồm 2 điện cực là hai vật dẫn điện loại một (vật dẫn điện electron:

dây dẫn) nhúng vào một hay hai dung dịch điện li hoặc chất điện li nóng

chảy( vật dẫn loại 2: dẫn điện nhờ ion). Một điện cực cùng với chất điện li của

nó

một ngăn điện cực (cũng có thể hai điện cực tham gia vào cùng một ngăn)

VD1: Tế bào Vonta

Điện cực Zn , Cu nhúng vào dung dịch H2SO4

VD2: Tế bào Đaniel

Điện cực Zn nhúng vào dung dịch ZnSO4

Điện cực Cu nhúng vào dung dịch CuSO4

Zn │ ZnSO4 ││ CuSO4 │ Cu

Phân loại tế bào điện hoá: 2 loại

- 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 G < 0 và E > 0.

- Tế bào điện phân:

Là những tế bào điện hoá trong đó xẩy 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 ứn trong tế

bào điện hoá có G > 0 và E < 0.

(Tế bào: Hệ đơn giản nhất)

II. ĐIỆN CỰC:

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

2


hoá - khử . Khi tế bào 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: Anot: Là điện cực tại đó luôn xảy ra nửa phản ứng oxi hoá: Kh a - ne Ox a hoặc

( Cả hai loại tế bào Galvani và điện phân đều như vậy)

-Trong tế bào Galvani: Catot (+) còn Anot (-)

-Trong tế bào điện phân: Catot (-) còn Anot (+)

Phương trình Nernst cho thế điện cực:

Trong trường hợp chung điện cực được xét không phải là điện cực có điều

kiện tiêu chuẩn . Chẳng hạn với sơ đồ pin:

Pt , H2 (1 atm) │ H+ (C = 1,0 M) ││ Mn+ (C 0) │M

Ta có :

Vì C = 1,0 ; P = 1 atm ; đối với chất rắn nguyên chất, hoạt độ

aM CM 1,0

Khi xét ở 250C thay giá trị đã biết của R, F vào (1a) và thực hiện các biến đổi

thích hợp ta có:

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) .

3

Oxc + ne Kh c (c: catot)

Kh a Ox a + ne (a: anot)

Oxc + Kh a Ox a + Kh c

E pin = E0 pin - ln (1)

R T nF

C . C

C . P

H+ M

H2Mn+

H2 H2

E = E0 + lg C (1b)

0,059 n

Mn+Mn+/ MMn+/ M

E = E0 + ln C (1a)

R T n F Mn+Mn+/ MMn+/ ME pin =

Ngược nhau


Phản ứng ở điện cực Mn+ (aq) + ne M (r)

Thế điện cực được xác định bằng biểu thức Nernst:

[Kh] phụ thuộc vào số nguyên tử nằm trên bề mặt không đổi nên:

+ 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)

Được viết: Pt (r) │ X2 (k) │Xn+ (aq)

Pt (r) │ X2 (k) │Xn- (aq)

VD: Điện cực hiđro được viết :

(Pt) H2 │ H+ ; điện cực khí clo: (Pt) Cl2 │ Cl- ...

Ph¶n øng ë ®iÖn cùc hi®ro lµ:

H3O+ + e 1/2 H2 (k) + H2O

Thế của điện cực được xác định theo phương trình:

Vì E0 = 0 và thông thường P = 1 atm nên (3) có dạng:

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

Mm+/ Mn (Điện cực trong đó kim loại và khí không tham gia trực tiếp vào phản

ứng điện cực), được viết: Pt│Mn+, Mm+

Ph¶n øng x¶y ra ë ®iÖn cùc cã d¹ng tæng qu¸t:

Ox + ne Kh

4

E = E0 - 0,059 lg (4)

[H3O+]H2

H3O +/ H2

E = 0,059 lg [ H3O+] = - 0,059 pH (5)

E = E0 - lg (2)

0,059 n

[Kh][Ox]

E = E0 + lg (3)

0,059 n

[Mn+]


ThÕ cña ®iÖn cùc ®îc x¸c ®Þnh theo ph¬ng tr×nh:

Hay:

VD: Pt │ Fe2+ , Fe3+ là điện cực oxi hoá - khử vì lúc này chỉ xảy ra :

Fe3+ + e Fe2+

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

3 - Kim loại tiếp xúc với một muối ít tan của nó trong dung dịch của một

muối khác có cùng anion, được viết: M(r) │ MX(r) │ Xn- (aq)

Phản ứng ở điện cực: MX(r) + ne M(r) + Xn-(aq)

Thế điện cực:

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

+ Điện cực calomen : Hg │ Hg2Cl2 , KCl

Phản ứng ở điện cực calomen:

Hg2Cl2 + 2e 2Hg + 2Cl-

Vì Mn+ tồn tại trong dung dịch chứa anion có thể tạo thành với nó muối ít

tan nên Mn+ được xác định bởi tích số tan của muối khó tan và nồng độ của

anion tương ứng:

Nên :

Khi [ Cl-] = 1 mol/lit :

= 0,792 + 0,03 lg 1,3. 10-18

5

E = E0 - ln K (6)

RTnF

E = E0 - lg (7)

0,059 n

[Kh][Ox]

E = E0 + lg (8)

0,059 n

[Mn+]

T[ Hg2

2+] = [ Cl- ]2

Hg2Cl2

E = E0 + lg (9)

0,059 n

T [ Cl- ]2

Hg2Cl2

E = E0 + lg (10)

0,059 n

T

Hg2Cl2


= 0,2556 (V)

Một số dạng điện cực thường gặp:

Điện cực Kí hiệu Cặp Ox / khử

Nửa phản ứng

- KL/ ion KL

- ĐC khí

- KL/ Muối ít tan

- Ox / Kh

M(r)│Mn+ (aq) .

Pt (r) │ X2 (k) │Xn+

(aq)Pt (r) │ X2 (k) │Xn-

(aq)

M(r) │ MX(r) │ Xn-

(aq)

Pt (r)│Ox (aq) , Kh (aq)

Mn+/M

Xn+ / X2

X2 / Xn-

MXn/ M, Xn-

Ox/ Kh

Mn+ (aq) + ne M (r)

Xn+(aq) + ne 1/2 X2 (k)1/2 X2 (k) + ne Xn-(aq)

MX(r) + ne M(r) + Xn-

(aq)

Ox + ne Kh

3. Điện cực hiđro tiêu chuẩn, điện cực tiêu chuẩn, thế điện cực tiêu chuẩn

a. Điện cực hiđro tiêu chuẩn

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 = 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

6


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 = 0,00V

E pin = E phải - E trái = E0 - E0 = E0

E0 là thế điện cực tiêu chuẩn tương đối theo thang hiđro của điện cực

M │ Mn+

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 > E0

- Ngược lại: Phản ứng trong pin ngược với chiều qui ước

hay E0 < E0

( 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).

III. TẾ BÀO GALVANI (pin Galvani hay Pin điện hoá )

1. CÊu t¹o cña mét pin Galvani: Zn - Cu ( pin §anien -

Jacobi)

Hình vẽ:

Kết quả: Kim điện kế lệch trong mạch có dòng điện

2. Giải thích hoạt động của pin:

7

dd ZnSO4

1M

dd CuSO4

1M

-

Zn2+

Zn+

Cu

Cu2+

e

Cầu muối

Cấu tạo pin Đanien - Jacôbi


Xét điện cực Zn │Zn2+:

Zn Zn2+ + 2e

(với các nguyên tử Zn ở bề mặt)

Kết quả: +Các ion Zn2+ tích tụ ở tong dung dịch dung dịch tích điện dương + Các eletron tích tụ ở thanh Zn thanh Zn tích điện âm

Tương tự như một tụ điện: - Một bản là Zn

- Một bản là Zn2+

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 Cu ( qt khử Cu2+) chuyển trái, các ion Cu2+

đến bề mặt thanh Cu nhận e

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

8


+ 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 KNO3). Hai đầu của cầu muối đều có

lớp xốp để SO4- có 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

2. 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 ) Cu (+)

*Mạch nồng độ hay pin nồng độ : Dựa vào sự chênh lệch của nồng độ chất

điện li hay....

VD: (-) Cu │ Cu2+ ( C = 0,1M ) ││ Cu2+ ( C = 1M ) │ Cu (+) ...

3. Sơ đồ pin:

a. Cơ sở để viết sơ đồ pin:

Ta xét mạch điện hoá Đanien - Jacôbi:

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

Cu2+ + 2e Cu

Trong tường hợp mạch Đanien - Jacôbi , sơ đồ đó như sau:

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

Hoặc : (-) Zn │ Zn2+ ( C ) ││ Cu2+ ( C ) Cu (+)

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

9

Sơ đồ mạch điện hoá hay Sơ đồ pin


Theo biểu thức liên hệ giữa G và Epin :

G = - n F E pin Epin > 0

Từ đó ta có qui ước sau đây:

Sức điện động của pin sẽ dương ( Epin hoặc E0pin > 0) nếu khi pin làm

việc trong sơ đồ pin các cation chuyển rời 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 - E0

trái = E0(+) - E0

(-) = E0catot - E0

anot

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.

Vải ngăn ami ăng

2 dd tiếp xúc nhau,tốc độ khuyếch tán không đều giữ Zn2+

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 ddKCl đđ. Quá

trình khuyếch tán chủ yếu là K+ , Cl- từ dd KCl đ đ vào 2 dd ở hai bên.

10


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 dd 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 (+)

11


PHẦN B: GIỚI THIỆU MỘT SỐ BÀI TẬP ÁP DỤNG

Bài tâp1: Có các điện cực: Cu/Cu2+; Mg/Mg2+, (Pt)Cl2/Cl-

a) Hãy viết sơ đồ pin dùng để xác định thế tiêu chuẩn của mỗi điện cực đó

theo qui ước. Viết PTPƯ xảy ra trên mỗi điện cực và trong pin.

b) Cho EoMg /Mg = -2,363V, Eo

Cl /Cl = 1,36V; Eo = 0,34V.

Hãy xác định lại sơ đồ pin để đúng theo qui ước Eo > 0.

Bài làm:

a .Theo đúng qui ước thì sơ đồ pin điện được viết:

(Pt) H2 (P = 1atm)| H+ (C = 1M) ║ Cu2+ (C = 1)|Cu (1)

An«t (-) : qt oxi ho¸ : H2 2H+ + 2e

Cat«t (+) : qt khö : Cu2+ + 2e Cu

→ Phản ứng trong pin: H2 + Cu2+ 2H+ + Cu

(Pt) H2 ( PH = 1atm)│H+ (CH =1M) ║ Mg2+ (C=1M)│Mg (2)

Anôt (-) : qt oxi hoá: H2 2H+ + 2e

Catôt (+): qt khử: Mg2+ + 2e Mg

→ Phản ứng trong pin: H2 + Mg2+ 2H+ + Mg

(Pt) H2 ( PH = 1at)│H+ (CH =1M) ║Cl- (C=1M)│Cl2 (Pt) (3)

(-) Anôt: qt OXH: H2 2H+ + 2e

(+) Catôt: qt khử : Cl2 + 2e 2Cl-

→ Phản ứng trong pin: Cl2 + H2 2H+ + 2Cl-

c) Dựa vào thế của EoOXH/Khử

EoOXH/Khử > Eo = 0 → thì sơ đồ pin không thay đổi và phản ứng trong pin

trùng với chiều qui ước.

Dựa vào theo đề: thì pin (1) và (3) là không thay đổi.

E0 < 0 → pin (2) được viết lại:

Mg│Mg2+ (C =1M) ║ H+ (CH =1M)│ H2 (Pt)

Phản ứng cực và trong pin

(-) Anôt: Mg Mg2+ + 2e

(+) Catôt: 2H+ + 2e H2

12

2H+/H2

Mg2+/Mg


Phản ứng trong pin: Mg + 2H+ Mg2+ + H2

Bài tập 2: Cho dãy hoạt động hoá học và các thế tương ứng.

Mn+ + ne M

E0

K Na Mg Al Zn Fe Ni

-2,92 -2,71 -2,37 -1,66 -0,76 -0,44 -0,23

E0

Sn Pb H Cu Ag Pt Au

-0,14 -0,13 0,00 0,34 0,80 1,20 1,50

Hãy giải thích :

a) Fe, Mg, Al tan được trong HCl

b) Cu, Ag không tan trong HCl

c) Fe khử được Cu2+

d) Ag không khử được ion Cu2+

Bài làm:

Eo < Eo → H+ là chất oxi hoá mạnh, M là chất khử mạnh → do đó

phản ứng:

M + nH+ → Mn+ + (n/2) H2

→ E0 ; Eo ; Eo < Eo = 0

Do đó Fe, Mg, Al tan được trong HCl.

b, c, d giải thích tương tự dựa vào thế của các cặp tương ứng.

Bài tập 3: Cho Eo = 0,771 V; Eo = 0,337V; Eo = 0,00V ;

Eo = 0,80V

Hãy thiết lập pin có thể được tạo thành; viết sơ đồ pin và các phản ứng xảy ra

trong pin.

Bài tập 4: Cho Eo = 0,799V; Eo = -0,23V

1. Viết sơ đồ pin dùng để xác định Eo. Chỉ rõ cực dương, cực âm.

2. Cho biết sức điện động của pin, phản ứng xảy ra trong pin theo qui ước và

theo thực tế.

3. Nếu ghép 2 điện cực tiêu chuẩn Ag và Ni thì sức điện động của pin Epin=?

Phản ứng trong pin như thế nào?

Bài tập 5: Cho Eo = 0,34V; Eo = 0,80V; Eo = - 0,44V.13

Cu2+/Cu Fe3+/Fe Ag+/Ag

Mn+/M 2H+/H2

Fe2+/Fe Mg2+/Mg Al3+/Al 2H+/H2

Fe3+/Fe2+ Cu2+/Cu 2H+/H2

Ag+/Ag

Ag+/Ag Ni2+/Ni

Mn+/M

Mn+/M


1. Viết sơ đồ pin để xác định các thế khử chuẩn và viết phương trình phản ứng

xảy ra khi pin hoạt động.

2. Hãy viết các sơ đồ pin khi ghép điện cực Fe với điện cực Cu, điện cực Cu

với điện cực Ag. Viết phương trình phản ứng và tính E0pin.

Bài làm:

1. Sơ đồ pin để xác định các thế khử chuẩn.

Eo = 0,34V > Eo = 0,00V

Eo = 0,80V > Eo = 0,00V

→ Sơ đồ pin:

H2 (Pt)│H+ (C = 1M)││Cu2+ (C = 1M)│Cu

cùc ©m (an«t): qt OXH H2 2H+ + 2e

cùc d¬ng (cat«t): qt khö Cu2+ + 2e Cu

→ Phản ứng trong pin: H2 + Cu2+ Cu + 2H+

H2 (Pt)│H+ (C = 1M)││Ag+ (C = 1M)│Ag

(1/2)H2 + Ag+ Ag + H+

Eo = -0,44V < Eo = 0,00V

→ Sơ đồ pin:

Fe│Fe2+ (C = 1M)││H+ (C = 1M)│H2 (Pt)

Fe + 2H+ Fe2+ + H2

a. Sơ đồ pin khi ghép điện cực Fe với điện cực Cu

Eo = 0,34 > E0 = -0,44V

→ Cu/Cu2+ : cực dương (catôt)

Fe/Fe2+ : cực âm (anôt)

→ Sơ đồ pin

Fe│Fe2+ (C = 1M)││Cu2+ (C = 1M)│Cu

→ Phản ứng trong pin: Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu

Eopin = Eo

f – Eot = Eo - E0

→ Eopin = 0,34 – (- 0,44) = 0,78 (V)

b. Ghép cực Cu với cực Ag

14

Cu2+/Cu

Ag+/Ag

2H+/H2

2H+/H2

Fe2+/Fe 2H+/H2


E0 > Eo

→ Ag/Ag+ : cực dương (catôt)

Cu2+/Cu: cực âm (anôt)

→ Sơ đồ pin:

(-) Cu│Cu2+ (C = 1,0)││Ag+ (C = 1,0)│Ag (+)

→ Phản ứng trong pin: Cu + 2Ag+ 2Ag + Cu2+

Eopin = E0 - Eo = 0,8 – 0,34 = 0,46 (V)

Bài tập 6: Trị số Eo của một số điện cực ở 25oC

Fe3+/Fe2+ 0,77V (1)

[Fe(CN)6]3-/[Fe(CN)6]4- 0,36V (2)

NO3-, H+/ NO, H2O 0,96V (3)

NO3-, H2O/ NO2

- 0,1V (4)

Al3+/Al -1,66V (5)

Dựa vào số liệu trên hãy:

1. Lập các pin; Epin (ghi kết quả theo thứ tự giảm dần)

2. Viết phương trình phản ứng xảy ra trên mỗi điện cực và phản ứng xảy ra

trong pin (viết sơ đồ pin) khi ghép:

a) Từ điện cực 2 – 5

b) Từ điện cực 3 – 5

c) Từ điện cực 3 – 4

Bài làm:

1. Theo bài ra ta có bảng số liệu.

Số thứ tự Điện cực + Điện cực - Eopin (V)

1 3 5 2,62

2 1 5 2,43

3 2 5 2,02

4 4 5 1,76

5 3 4 0,86

6 1 4 0,67

15


7 3 2 0,60

8 1 2 0,41

9 2 4 0,26

10 3 1 0,19

2. a. Điện cực 2 – 5.

E0 = 0,36 > E0 = -1,66V

→ Pt│[Fe(CN)6]3-;[Fe(CN)6]4- : cực dương (catôt)

Al/Al3+ : cực âm (anôt)

→ Sơ đồ pin:

Al│Al3+ (C = 1M)││[Fe(CN)6]3-/ [Fe(CN)6]4-│Pt

cực âm (anôt): qt OXH Al Al3+ + 3e

cực dương (catôt): qt khử [Fe(CN)6]3- + e [Fe(CN)6]4-

→ phản ứng trong pin:

Al + 3[Fe(CN)6]3- Al3+ + 3[Fe(CN)6]4-

b. Điện cực 3 – 5

E3 > E5

→ Sơ đồ pin:

Al│Al3+ (C = 1M)││NO3-, H+│NO (Pt)

cực âm (anôt): qt OXH Al Al3+ + 3e

cực dương (catôt): qt khử NO3- + 4H+ + 3e NO + 2H2O

→ Phản ứng trong pin:

Al + NO3- + 4H+

Al3+ NO + 2H2O

c. Điện cực 3 – 4. E3 > E4

→ Sơ đồ pin:

(-) Pt│NO3-, NO2

-││NO3-, H+│NO (Pt) (+)

cực âm (anôt): qt OXH NO2- + 2OH- NO3

- + H2O + 2e

cực dương (catôt): qt khử NO3- + 4H+ + 3e NO + H2O

→ Phản ứng trong pin:

3NO2- + 2OH- NO3

- + NO + H2O

16


Bài tập 7: Thiết lập sơ đồ pin sao cho khi pin hoạt động xảy ra các phản ứng

sau:

a. Fe2+ + Ag+ Fe3+ + Ag

b. 2Fe3+ + 2Ag + CrO42- Ag2CrO4↓ + 2Fe2+

c. HSO4- + CH3COO- CH3COOH + SO4

2-

Bài làm:

a . Pt│Fe2+, Fe3+ ║ Ag+│Ag

b. Ag│Ag2Cr2O4; CrO42- ║ Fe3+, Fe2+│Pt

c. Cực âm (anot): Quá trình OXH: (1/2)H2 – e H+

CH3COO- + H+ CH3COOH

Cực dương (catôt): Quá trình khử: HSO4- H+ + SO4

2-

H+ + e (1/2)H2

→ pin được thành lập:

(Pt) H2│CH3COO-; CH3COOH ║ HSO4-, SO4

2-│H2 (Pt)

Bài tập 8: Thiết lập các sơ đồ pin dựa vào các phương trình phản ứng sau.

1. Zn + Cu2+ Cu + Zn2+

2. Ag+ + Cl- AgCl

3. Zn + Cl2 ZnCl2

4. Ce4+ + Fe2+ Ce3+ + Fe3+

5. MnO4- + H+ + Cl- Mn2+ + Cl2 + H2O

6. Ag + Fe3+ Ag+ + Fe2+

7. Cd + CuSO4 CdSO4 + Cu

8. 2Ag+ + H2 2Ag + 2H+

9. Ag+ + I- AgI

10. H2 + Cl2 2HCl

11. Zn + Hg2SO4 (r) ZnSO4 + 2Hg

12. Pb + 2HCl PbCl2 + H2

Bài làm:

Thiết lập sơ đồ pin dựa vào phương trình phản ứng

1. Zn + Cu2+ Cu + Zn2+

17


cực âm (anôt): qt OXH Zn Zn2+ + 2e

cực dương (catôt): qt khử Cu2+ + 2e Cu

→ Sơ đồ pin:

Zn│Zn2+ (C1)║Cu2+ (C2)│Cu

2. Ag + Cl- AgCl

cực âm (anôt): qt OXH Ag + Cl- AgCl↓ + e

cực dương (catôt): qt khử Ag+ + e Ag

→ Sơ đồ pin

Ag,AgCl│Cl-(C1)║Ag+ (C2)│Ag

3. Zn + Cl2 ZnCl2

cực âm (anôt): qt OXH Zn Zn2+ + 2e

cực dương (catôt): qt khử Cl2 + 2e 2Cl-

→ Sơ đồ pin:

Zn│Zn2+ (C1)║Cl- (C2)│Cl2 (Pt)

4. Ce4+ + Fe2+ Ce3+ + Fe3+

cực âm (anôt): qt OXH Fe2+ Fe3+ + e

cực dương (catôt): qt khử Ce4+ + e Ce3+

→ Sơ đồ pin

Pt│Fe2+, Fe3+║Ce4+, Ce3+│Pt

5. MnO4- + H+ + Cl- Mn2+ + Cl2 + H2O

cực âm (anôt): qt OXH 2Cl- Cl2 + 2e

cực dương (catôt): qt khử MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O

→ Sơ đồ pin:

(-) Cl2 (Pt)│Cl-║MnO4-, H+, Mn2+│Pt (+)

6. Ag + Fe2+ Ag+ + Fe2+

cực âm (anôt): qt OXH Ag Ag+ + e

cực dương (catôt): qt khử Fe3+ + e Fe2+

→ Sơ đồ pin:

(-) Ag│Ag+ (C1)║Fe3+, Fe2+│Pt (+)

7. Cd + CuSO4 CdSO4 + Cu

18


tương tự → sơ đồ pin:

(-) Cd│CdSO4║CuSO4│Cu (+)

8. 2Ag+ + H2 2Ag + 2H+

→ Sơ đồ pin:

(-) H2│H+ (C1)║Ag+│Ag (+)

9. Ag+ + I- AgI

→ Sơ đồ pin (tương tự câu 2)

(-) Ag, AgI│I-║Ag+│Ag (+)

10. H2 + Cl2 2HCl

→ Sơ đồ pin:

(-) (Pt) H2│H+║Cl-│Cl2 (Pt) (+)

11. Zn + Hg2SO4 ZnSO4 + 2Hg

cực âm (anôt): Zn Zn2+ + 2e

cực dương (catôt): Hg2SO4 + 2e 2Hg + SO42-

→ Sơ đồ pin:

(-) Zn│Zn2+║SO42-│Hg2SO4, Hg (+)

12. Pb + 2HCl PbCl2(r) + H2

cực âm (anôt): Pb + 2Cl- PbCl2(r) + 2e

cực dương (catôt): 2H+ + 2e H2

→ Sơ đồ pin:

(-) Pb, PbCl2│Cl- ║H+│H2 (Pt) (+)

Bài tập 9: a) Hãy tạo ra pin trong đó có xảy ra phản ứng sau:

Pb(r) + CuBr2 (dd 0,01M) → PbBr2 (r) + Cu (r)

b) Viết sơ đồ pin và phản ứng xảy ra ở mỗi điện cực

cho E0 = -0,126V; E0 = 0,34V

c) ở 25oC Epin = 0,442V thì T = ?

Bài 10 : AgCl là hợp chất halogen không tan và màu trắng. Để khảo sát độ tan

dựa vào bt điện hoá, người ta thiết lập 1 pin điện hoá gồm 2 phần được nối bởi

cầu muối.

+ bên trái là một thanh Zn được nhúng vào dd Zn(NO3)2 0,2M19


+ bên phải là một thanh Ag được nhúng vào dd AgNO3 0,1M

Vmỗi dd = 1 lít

a) Viết phương trình phản ứng xảy ra khi pin phóng điện và tính Epin

b) Giả sử pin phóng điện hoàn toàn và lượng Zn dư. Tính điện lượng phóng

trong TN.

c) Trong 1 TN khác người ta cho KCl rắn vào bên phải pin ban đầu cho đến khi

[K+] = 0,3M. Xảy ra sự kết tủa Ag và thay đổi sđđ. Sau khi thêm E = 1,04V.

+ Tính [Ag+] = ?

+ [Cl-] = ? và TAgCl = ?

biết E0 = -0,76V E0 = 0,8V

20


KẾT LUẬN

Trên đây chỉ là một số vấn đề nhỏ của nội dung kiến thức phần điện hoá

học, nhằm mục đích giúp học sinh tháo gỡ những khó khăn, lúng túng khi giải

các bài tập về pin điện

Trong việc bồi dưỡng học sinh giỏi những năm qua việc áp dụng chuyên

đề này thực sự đã giúp các em học sinh giải quyết tốt những bài tập về pin điện ;

nó giúp các em hệ thống hoá kiến thức một cách nhanh và đầy đủ nhất từ đó vận

dụng vào các dạng bài tập cụ thể một cách dễ dàng.

Nội dung kiến thức ôn luyện cho đội tuyển học sinh giỏi quốc gia phần

điện hoá học còn rất nhiều vấn đề, tôi xin được tiếp tục đề cập ở những chuyên

đề tiếp theo.

Hưng Yên - 2008

Tài liệu tham khảo:

1. Một số vấn đề chọn lọc tập 2

2. Hoá học phân tích - Nguyễn Tinh Dung

3. Cơ sở lí thuyết hoá học - Nguyễn Hạnh

4. Cơ sở lí thuyết các quá trình hoá học - Vũ Đăng Độ

5. Nguyễn Đình Chi

6. Tài liệu dùng bồi dưỡng học sinh giỏi - 2002. Bộ GD và đào tạo - Tr 20

7. Cơ sở LT hoá học (phần BT) - Lê Mậu Quyền

8. Tài liệu nâng cao và mở rộng kiến thức hoá học - Tr 4921


22


II. Sự phụ thuộc của thế vào nồng độ – PT Nernst

Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng OXH – khử

1. Sự phụ thuộc thế theo nồng độ

Xét: aOx + ne bkh

E = EoOXH/khử +

tại 25oC; R = 8,314

→ E = EoOXH/khử +

VD 1: Tính thể của điện cực Pt nhúng trong dd Fe3+ 0,01M, Fe2+ 0,1M biết E0

= 0,77V

Bài làm:

Fe3+ + e Fe2+

PT Nernst

Eo = E0 +

= 0,77 + = 0,712 (V)

VD 2: Thiết lập thế điện cực theo PT Nernst đối với các phản ứng sau và tính.

1. MnO4- + 8H+

+5e Mn2+ + 4H2O

C = 0,2M; pH = 1; C = 0,1M

E = E0 +

2. Fe(CN) + e Fe(CN)

E0 = -0,2; C = 0,25M; C = 0,1M

3. Fe(OH)3 + e Fe(OH)2 + OH- E0 = -0,52

cho pH = 10

4. O2 + 2H+ + 4e 2H2O Eo = 1,23V

biết PO = 0,5at; pH = 1

2. Hằng số cân bằng của phản ứng OXH – khử

23


OX1 + ne Kh1 Eo = Eo1 ∆Go

1

Kh2 OX2 + ne Eo = Eo2 ∆G0

2

∆Go = ∆Go1 + ∆G0

2 = -nF Eo1 + nF Eo

2 = -nF∆Eo

∆Eo = Eo1 - Eo

2

Ta lại có: ∆Go = -RTlnK

↔ -RTlnK = -nF∆Eo

→ lgk =

→ lgk = n → k = 10

VD 1: Xét kcb = ? của các phản ứng sau:

a. Mg + 2H+ Mg2+ + H2

Cho E0 = -2,363V

b. 2Ag+ + Cu Cu2+ + 2Ag

biết E0 = 0,8V; Eo = 0,34V

c. Phản ứng OXH Cl- bằng MnO4-

biết E0 = 1,51V; E0 = 1,36V

d. Phản ứng khử H2S bởi Fe3+. E0 = 0,77V; E0 = -0,48

H2S cho pk1 = 7,02; pk2 = 12,9

3. Đánh giá chiều hướng và mức độ phản ứng OXH – khử

VD 2: Fe3+ + Ag Fe2+ + Ag+ k = ?

biết E0 = 0,771V; E0 = 0,799V

VD 3: Tính hằng số K của phản ứng khử H2S bằng Fe3+

biết E0 = 0,771V; E0 = -0,48

H2S pk1 = 7,02; pka = 12,9

Bài tập

Bài1: Cho các điện cực.

a. Cd│Cd2+ (C = 0,1M) Eo = -0,403V

b. (Pt) Cl2(p = 1atm)│Cl- (C = 0,01M) Eo = 1,36V

24

Tại 25oC


c. Ag, AgBr│Br- (C = 0,005M) Eo = 0,071V

d. Pt│Sn2+ (C1 = 0,02M), Sn4+ (C2 = 0,04M) Eo = 0,15V

e. Hg, Hg2SO4│SO42- (C = 0,015) Eo = 0,62V

1. Viết phản ứng điện cực và tính các thế điện cực

2. Nếu ghép từng đôi điện cực a – c; a – d; b – c để tạo thành pin thì hãy viết sơ

đồ pin và tính Epin

Bài 2: Cho biết thế O – K tiêu chuẩn

E0 = 0,16V E0 = 0,77V

E0 = 0,52V E0 = -0,44V

Hãy cho biết hiện tượng gì xảy ra trong TH sau.

1. Cho bột Fe vào dd Fe2(SO4)3 0,05M

2. Cho bột Cu vào dd CuSO4 1M

Bài 3: Xét sơ đồ sau: Zn│Zn2+ (0,18M)║Ag+ (0,3M)║Ag

a. Xác định thế điện cực của mỗi điện cực trên. Viết phản ứng xảy ra trên mỗi

điện cực và tính Epin = ?

b. kcb = ? biết E0 = -0,76V; E0 = 0,8V

Bài 4: 1. Cho E0 = 1,23V; pkW = 14

E0 = ? ở 25oC

2. Xét khả năng hoà tan của Ag trong H2O có O2 không khí biết E0 = 0,8V

Bài 5: Thiết lập sơ đồ pin giữa Cr2O72- với Fe2+ với pH = 0

Cho E0 = 1,33V C = 0,1M C = 0,1M

E0 = 0,77V C = 0,01M C = 0,2M

thành phần mỗi dd khi pin phóng điện hoàn toàn

Bài 6 Cho O2 H2O2 H2O

1. a) Viết phương trình phản ứng

b) So sánh độ bền tương đối của 3 dạng

c) E0 .

2. Thiết lập sự phụ thuộc của thế điện cực vào pH của các cặp25


H2O2/H2O; O2/H2O; O2/H2O2

3. Cho E0 = 1,51V. Viết phương trình phản ứng và thiết lập sơ đồ pin

giữa MnO4- và H2O2. 1 lít dd chứa 0,15 mol KMnO4; 0,085 mol H2O2 và 0,8 mol

H2SO4. Tính CM các chất sau phản ứng.

Bài 7: a) Hãy tạo ra pin trong đó có xảy ra phản ứng sau:

Pb(r) + CuBr2 (dd 0,01M) → PbBr2 (r) + Cu (r)

b) Viết sơ đồ pin và phản ứng xảy ra ở mỗi điện cực

cho E0 = -0,126V; E0 = 0,34V

c) ở 25oC Epin = 0,442V thì T = ?

Bài 8: AgCl là hợp chất halogen không tan và màu trắng. Để khảo sát độ tan dựa

vào bt điện hoá, người ta thiết lập 1 pin điện hoá gồm 2 phần được nối bởi cầu

muối.

+ bên trái là một thanh Zn được nhúng vào dd Zn(NO3)2 0,2M

+ bên phải là một thanh Ag được nhúng vào dd AgNO3 0,1M

Vmỗi dd = 1 lít

a) Viết phương trình phản ứng xảy ra khi pin phóng điện và tính Epin

b) Giả sử pin phóng điện hoàn toàn và lượng Zn dư. Tính điện lượng phóng

trong TN.

c) Trong 1 TN khác người ta cho KCl rắn vào bến phải pin ban đầu cho đến khi

[K+] = 0,3M. Xảy ra sự kết tủa Ag và thay đổi sđđ. Sau khi thêm E = 1,04V.

+ Tính [Ag+] = ?

+ [Cl-] = ? và TAgCl = ?

biết E0 = -0,76V E0 = 0,8V

Bài 9: Đánh giá khả năng phản ứng giữa Cu2+ với dd KI dư

biết E0 = 0,34V; E0 = 0,52V

E0 = 0,55V; CuI↓ Cu+ + I- Ks = 10-12

Bài 10: Phản ứng giữa AgNO3 với KCl trong dd tạo↓ AgCl và giải phóng năng

lượng. Ta có thể tạo ra 1 tế bào điện hoá sinh công nhờ phản ứng đó.

1. Viết CT tế bào quang điện và viết phản ứng trên anôt, catôt. 26


2. ∆Go298k của phản ứng kết tủa AgCl và Eo

298 của tế bào điện hoá

cho TAgCl = 1,6.10-10 ở 25oC

Bài 11: a. Kcb của phản ứng:

Fe3+ + Sn2+ Fe2+ + Sn4+

cho E0 = 0,77V E0 = -0,44V E0 = 0,15V

E0 = ?

b. cho E0 = 0,77V tính E0 = ?

biết Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH- Ks1 = 10-37,5

Fe(OH)2 Fe2+ + 2OH- Ks2 = 10-15,6

c. E0 = -0,48V biết H2S pk1 = 7; pk2 = 12,9

Eo = ?

d. E0 = 0,8V E0 = ? pk = 12

e. E0 = 0,77V E0 = ?

Fe3+ + 3F- FeF3 β = 1012

27


Ngày 21 Tháng 7 năm 2007

KIỂM TRA CHUYÊN ĐỀ ĐIỆN HOÁ HỌC(Thời gian : 150 phút)

Câu I: Dựa vào thế điện cực chuẩn của cặp oxi hoá - khử . Hãy dự đoán chiều phản ứng xảy ra trong các hệ sau đây 1. KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 2. KMnO4 + FeCl3 + H2SO4 3. K2Cr2O7 + FeBr3 + H2SO4 4. K2Cr2O7 + KI + H2SO4 Các thế tiêu chuẩn cần xét: E0 = 1,51V E0 = 1,33V

E0 = 0,77V E0 = 1,07V

E0 = 1,36V E0 = 0,54V

Câu II : 1. Khi ghép thành pin thì cặp AgBr/Ag đóng vai trò anot, cặp Fe3+/ Fe2+ đóng vai trò catot. Hãy viết sơ đồ pin, phương trình phản ứng của pin khi pin hoạt động. Mô tả chiều dịch chuyển của các điện tích trong pin 2. Cho E0 pin = 0,698V E0 = 0,771V E0 = 0,799V Tính T

3. Tính E pin nếu C = 0,1M ; C = 0,001M ; C = 0,1M

4. Tính nồng độ của mỗi ion trong dung dịch khi pin phóng điện hoàn toàn. Tính thế của mỗi điện cực tại thời điểm đó.

Câu III: 1. Cho pH = 14 và sơ đồ sau:

ClO3- ClO2

- ClO- Cl -

a. Viết phương trình ion của các nửa phản ứng.

b. So sánh độ bền của các dạng oxi hoá - khử.

c. Tính E0 ở pH = 0

2. Thiết lập sơ đồ pin khi xảy ra phản ứng dưới đây:

Cu2+ + 4NH3 Cu(NH3)4 2+

Câu IV: Thiết lập khu vực pH để có thể oxi hoá được trên 80% Br - và dưới 5% Cl- từ hỗn hợp KBr 0,1M và KCl 1 M bởi dung dịch K2Cr2O7. E0 = 1,33V E0 = 1,07V

E0 = 1,36V

Câu V : 1.Tính cân bằng trong dung dịch chứa hỗn hợp K2Cr2O7 0,1M , KBr 1M và Cr3+

0,05M tại pH=0 Cho E0 = 1,33 V ; E0 = 1,07V.

2. Cho phản ứng sau:

28

MnO4-, H+/Mn2+ Cr2O7

2-, H+/Cr3+

Fe3+/Fe2+ Br2/ 2Br -

Cl2/ 2Cl- I2/ 2I -

Ag+/ Ag

AgBr = ?

Br - Fe 3+ Fe 2+

0,35V 0,58V 0,93V

ClO3-, / Cl-

Br2/ 2Br -

Cl2/ 2Cl-

Cr2O72-, H+/Cr3+ Br2/ 2Br -

Cr2O72-, H+/Cr3+


NaBH4 + KMnO4 NaH2BO3 + MnO2

C0 = 0,16 M ; C0 = 0,03M

Xác định sơ đồ pin và thành phần cân bằng biết :

E0 = 0,59V ; E0 = 0,05V.

Câu VI: Điện phân dung dịch chứa Cu2+ 0,01M , Ni2+ 1M , Ag+ 0,001M , H+ 0,1M và ClO4- ;

dùng điện cực Pt. 1. C = ? trong dung dịch.

2. Cho E0 = 0,8V ; E0 = 0,34V ; E0 = - 0,23V

R = 0,5 ; Cường độ dòng điện I = 2 ; E0 = 1,23V. Quá thế của O2/Pt

=0,5V

Tính thế đặt vào để quá trình điện phân bắt đầu xảy ra?Nếu điện phân hết Ag+ thì Cu2+ đã bị điện phân chưa ?. 3. Trong điều kiện điện phân có thể điện phân được Ni2+ không?.

29

MnO4-/ MnO2

ClO4-

Ag+/ Ag Cu2+/ Cu Ni2+/ Ni

dây dẫn O2/ H2O O2

H2BO3-/ BH4

-

MnO4- NaBH4

Sang Kien Kinh Nghiem (Dien Hoa Hoc)

Documents

Transcript of Sang Kien Kinh Nghiem (Dien Hoa Hoc)