Pin hay các nguyên tố Ganvanic
Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (740.87 KB, 124 trang )
Điện cực 1
Điện cực 1
Điện cực 2
Điện cực 2
Pin này được kí hiệu như sau:
- Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu +
Khi pin hoạt động, trên các điện cực xảy ra các phản ứng:
Ở cực âm:
Zn - 2e → Zn2+ : Điện cực Zn bị ăn mòn dần (điện cực mòn dần)
và Zn+ tăng dần.
Ở cực dương:
Cu2+ + 2e → Cu : Điện cực Cu dày thêm, nồng độ Cu2+ giảm.
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Cu
-
+
Znnnn
ZnSO4
CuSO4
Hình 1
Phản ứng này cũng xảy ra khi nhúng một thanh Zn vào dung dịch CuSO 4, tuy
nhiên ở đây không thấy dòng điện.
Vì vậy muốn thu được dòng điện phải thực hiện sự oxi hoá và sự khử ở
hai nơi tách biệt như đã xảy ra trong pin.
Trong pin, electron chuyển từ cực âm sang cực dương, giữa hai cực phải có
một hiệu điện thế. Vậy điện thế trên điện cực được tạo ra như thế nào?
Chương 7: ĐIỆN HÓA HỌC
(Tiết 2)
I – Mục đích: Nắm được các nội dung:
- Sự xuất hiện thế điện cực.
- Phương trình Nec và sức điện động của pin.
- Một số loại điện cực: Điện cực kim loại, điện cực khí, điện cực ôxi hóa –
khử, điện cực Calomen, điện cực thủy tinh.
II – Nội dung:
2.2. Sự xuất hiện thế điện cực
Khi thanh kim loại được nhúng vào dung dịch chứa ion của nó thì rất nhanh
chóng có cân bằng: M - ne = Mn+.
Tuỳ thuộc vào bản chất của kim loại và nồng độ ion có thể xảy ra hai trường
hợp:
Cu
Zn
⊕⊕
⊖⊖
⊕⊕
⊖⊖
⊖⊖
⊕⊕
⊖⊖
⊕⊕
Cu 2 +
Zn 2+
Hình 2
- Nguyên tử kim loại (thường là kim loại hoạt động, ví dụ Zn) tách khỏi
mạng lưới kim loại đi vào dung dịch dưới dạng ion và để lại trên kim loại các
electron. Các ion dương chủ yếu tập trung ở lớp dung dịch nằm sát bề mặt kim loại.
- Các ion kim loại (thường là kim loại kém hoạt động, ví dụ Cu) từ dung dịch
bám lên thanh kim loại, và do đó lớp dung dịch sát bề mặt kim loại dư thừa ion âm.
Trong cả hai trường hợp lớp dung dịch sát bề mặt và mặt kim loại tạo nên
một lớp điện kép, giống như hai bản của một tụ điện. Giữa hai bản đó có một hiệu
số điện thế và được gọi là thế điện cực, kí hiệu là ε.
2.3. Phương trình Nec.
Có thể biểu diễn phản ứng tổng quát trên một điện cực bất kì như sau:
Ox + ne = Kh
Nec đã rút ra công thức thế điện cực (kí hiệu là ε):
RT [ Ox ]
ε=ε+
ln
nF [ Kh ]
(1)
ε: thế điện cực
ε0: thế điện cực tiêu chuẩn hay thế oxi hoá tiêu chuẩn của cặp Ox/Kh
R: hằng số khí = 8,34 Jun/mol.K
T: nhiệt độ tuyệt đối
F: số Faraday 96500 C
n: số electron thu hay nhường trên phản ứng điện cực.
[Ox], [Kh] tương ứng là nồng độ dạng oxi hoá và dạng khử
Nếu thay các giá trị của F, R lấy nhiệt độ T = 25 + 273 = 298 0K và chuyển ln
thành lg thì phản ứng Nec có dạng:
ε = ε0 +
0,059 [ Ox ]
lg
n
[ Kh ]
Ví dụ: Đối với điện cực đồng:
(2)
Cu + 2e → Cu
2+
0,059 Cu
= ε Cu 2+ /Cu +
lg
2
[ Cu ]
2+
Ta có:
ε Cu 2+ /Cu
0
[Cu] coi như = 1 vì Cu là chất rắn, không tan.
ε Cu 2+ /Cu = ε 0 Cu 2+ /Cu +
0,059
lg Cu 2+
2
Tương tự như vậy đối với điện cực kẽm:
ε Zn 2+ /Zn = ε 0 Zn 2+ /Zn +
Ta có:
- Ví dụ cặp oxh/kh:
Zn - 2e → Zn2+
0,059
lg Zn 2+
2
MnO4- + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4 H2O
7+
2+
ε 0 Mn7+/ Mn2+ + 0,059/5lg [MnO4-] [H+]8/[Mn2+]
Mn / Mn =
2.4. Sức điện động của pin
Sức điện động của pin là hiệu điện thế điện cực dương và điện cực âm. Điện
cực dương là điện cực có thể lớn hơn.
Ví dụ: Đối với pin Danien - Iacobi, ta có:
E = εCu 2+ /Cu − ε
E = E0 +
hay:
0
Zn 2 + /Zn
=ε
0
Cu 2 + /Cu
−ε
0
Zn 2 + /Zn
2+
0,059 Cu
+
lg
2
Zn 2+
2+
0, 059 Cu
lg
2
Zn 2+
E 0 = ε 0 Cu 2 + /Cu − ε 0 Zn 2+ /Zn
gọi là sức điện động tiêu chuẩn của pin.
Đó là sức điện động khi nồng độ của ion ở điện cực bằng 1.
3. Một số loại điện cực
3.1. Điện cực kim loại: Me/Men+
Gồm kim loại nhúng trong dung dịch chứa ion của nó.
Me
Trên điện cực xảy ra phản ứng: Men+ + ne = Me
Thế điện cực được tính công thức Nec:
ε
n+
Me
0,059
n lg[Men+]
/Me = ε 0 Men+ /Me +
Me n
(3)
+
Hình 3
3.2. Điện cực khí
* Điện cực hidro chuẩn: (Pt)H2/2H+ 1M
Gồm bản Pt có phủ muội Pt nhúng trong dung dịch có chứa ion H +. Khí H2
được thổi vào với áp suất 1 atm và được hấp phụ trên tấm muội Pt.
Trên điện cực xảy ra phản ứng:
2H+ + 2e ⇋ H2
H2(k) = 2H (hấp phụ) = 2H3O+ + 2e;
Hình thành lớp điện kép do cặp cân bằng H 2/2H+ tạo ra tương úng với 1 điện
thế gọi là điện thế của điện cực hydro, ký hiệu ε H. ε H phụ thuộc vào nồng độ H+
và P của khí H2 lên điện cực; Điện cực H2 tiêu chuẩn được thiết lập khi P của hydro
+
+
bằng 1atm và hoạt độ H bằng 1, [H ] = 1 ;
ε H + /H = ε 0 H + /H +
2
2
Pt ε
Người ta thừa nhận:
H2
2
0, 059
lg H +
2
0
H + /H 2
=0
H2
- - -- --- -- -- -- -
ε 0 H+ /H = 0
--
điện cực hidro chuẩn
34
2
1
Hình 4
Điện cực hidro chuẩn được dùng để xác định thế oxi hoá khử chuẩn của các
cặp oxi hoá khử.
3.3. Điện cực oxi hoá khử
Gồm thanh kim loại trơ như Pt, Au nhúng trong dung dịch chứa đồng thời
hai dạng oxi hoá và dạng khử của một cặp oxi hoá khử.
Ví dụ:
(Pt)/Fe3+, Fe2+; P(t)/MnO4-; Mn2+, H+.
Kim loại trơ đóng vai trò tiếp nhận và chuyển electron giữa hai dạng oxi hoá
ε Ox/Kh = ε 0 Ox/Kh +
và dạng khử.
Điện cực oxi hoá khử của sắt:
Fe3+ + e ⇋ Fe2+
ε Fe3+ /Fe2 + = ε
0,059 [ Ox ]
lg
n
[ Kh ]
0
Fe3 + /Fe2 +
(4)
Fe3+
3+
0,059 Fe
+
lg
1
Fe 2+
Fe2+
Hình 5
3.4. Điện cực calomen: Hg/Hg2Cl2, ClĐiện cực calomen có thể có hình dạng khác nhau nhưng luôn luôn gồm thuỷ
ngân nằm cân bằng với ion Cl- gián tiếp qua muối khó tan Hg2Cl2 (calomen).
Hg2Cl2 = 2Hg2+ + 2Cl- ; Hg2+ được hấp thụ trên bề mặt của Hg làm cho Hg
tích điện (+) hiện tượng này quyết định dấu của điện cực và do đó hình thành lớp
điện kép với điện thế tương ứng.
Thế của điện cực calomen được tính theo công thức:
εcal = ε0cal − 0,059 lg Cl −
(5)
Vì vậy nếu giữ cho nồng độ Cl- trong điện cực cố định thì εcal không đổi.
Khi [KCl] bão hoà: εcal = 0,24 V; [KCl] 1,0 thì εcal = 0,24 V; [KCl] 0,1 thì εcal =
0,33 V
Điện cực calomen thường được dùng làm điện cực so sánh trong các phương
pháp chuẩn độ đo thế hay xác định pH.
Hình 6
1. Dung dịch KCl
2. Hg2Cl2
3. Dây Pt
4. Hg
