Phản ứng Oxi hóa khử - Điện hóa học
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×
 

Like this? Share it with your network

Share

Phản ứng Oxi hóa khử - Điện hóa học

on

  • 28,448 views

Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hóa học trong đó có sự trao đổi electron giữa các nguyên tử của các chất tham gia pư do đó làm biếnđổi số oxi hoá ...

Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hóa học trong đó có sự trao đổi electron giữa các nguyên tử của các chất tham gia pư do đó làm biếnđổi số oxi hoá của chúng

Statistics

Views

Total Views
28,448
Views on SlideShare
28,373
Embed Views
75

Actions

Likes
12
Downloads
266
Comments
1

2 Embeds 75

http://www.hoahoc.org 68
http://dayhoc24h.com 7

Accessibility

Categories

Upload Details

Uploaded via as Adobe PDF

Usage Rights

© All Rights Reserved

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Processing…
  • lam the nao co the download tai lieu tu day
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Processing…
Post Comment
Edit your comment

Phản ứng Oxi hóa khử - Điện hóa học Document Transcript

  • 1. PHẢN ỨNG OXI HOÁ – KHỬ VÀ ĐIỆN HOÁ HỌCI. Khái niệm về pư oxi hoá – khử. Cân bằng pư oxi hoá – khử1. Định nghĩa Ta có thể chia các phản ứng hóa học làm hai loại: phản ứng có sự trao đổielectron giữa các nguyên tử, và phản ứng không có sự traođổi electron giữa cácnguyên tử * Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hóa học trong đó có sự trao đổielectron giữa các nguyên tử của các chất tham gia pư do đó làm biếnđổi số oxihoá của chúng Số oxi hoá là điện tích của một nguyên tử trong phân tử nếu giả thiết rằng cácliên kết hoá học trong phân tử đó hoặc là liên kết cộng hoá trị không phân cực(khi hai nguyên tử liên kết có độ âm điện bằng nhau VD: đơn chất) hoặc là liênkết ion (khi hai nguyên tử liên kết có độ âm điện khác nhau VD: hợp chất).2. Quy tắc tính số oxi hoá + Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong một phân tử bằng 0. + Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong một ion bằng điện tíchcủa ion đó. + Trong hợp chất thường số oxi hoá của hiđro là + 1; của oxi là - 2, củakim loại là điện tích của ion đơn nguyên tử của kim loại đó... Dựa vào sự thay đổi số oxi hoá của nguyên tử trong PƯOK mà ta xácđịnh được sự cho, nhận electron. 0 +2 +2 0 Ví dụ: Zn + Cu SO 4 → Zn SO 4 + Cu (1) 0 +2 Zn → Zn + 2e (2) +2 0 Cu + 2e → Cu (3) + Chất khử (Kh1) là chất nhường e (hay chất tăng số oxi hoá, chất bị oxihoá) chuyển thành dạng oxi hoá liên hợp (Ox1) (hay sản phẩm bị oxi hoá). Sự nhường e (2) (hay sự tăng số oxi hoá) gọi là sự oxi hoá + Chất oxi hoá (Ox2) là chất nhận e (hay chất giảm số oxi hoá, chất bị khử)chuyển thành dạng khử liên hợp (Kh2) (hay sản phẩm bị khử). Sự nhận e (3) (hay sự giảm số oxi hoá) gọi là sự khử. Từ đó ta có thể hiểu PƯOK đơn giản như sau:
  • 2. Sự oxi hoá : Kh1 → Ox1 + ne (4) Sự khử: Ox2 + ne → Kh2 (5) PT PƯOK Kh1 + Ox2 → Ox1 + Kh2 (6) Như vậy Ox1 và Kh1 hay Ox2 và Kh2 tạo những cặp oxi hoá - khử được kíhiệu là Ox/ Kh Ví dụ : Cu2+/ Cu ; Zn2+ / Zn ; Cl2 / 2Cl- ..... + Lợi ích của số oxi hoá: Đặc trưng cho pư oxi hoá – khử Mọi sự giảm số oxi hoá là sự khử + Thang số oxi hoá: Trên cùng một thang các số oxi hoá, người ta biểudiễn các trạng tháI oxi hoá khác nhau của cùng một nguyên tố + Tiên đoán những thuộc tính hoá học: Các thang số oxi hoá cho phépliên hệ số electron trao đổi với biến thiên số oxi hoá Một pư, trong đó sự oxi hoá và khử xảy ra đồng thời trên cùng mộtnguyên tố, gọi là pư dị liVD: Nước oxi già dị li thành nước và oxiH2O2 1/2 H2O2 + H2O2O-1 → O0 + O-21.3.2. Các phương pháp lập PTHH của PƯOK. + Thông thường lập PTHH của PƯOK ta thực hiện hai bước : Bước 1: Viết sơ đồ phản ứng : Các chất phản ứng → các chất tạo thành. Bước 2: Chọn hệ số thích hợp đặt trước công thức hoá học của mỗi chấttrong sơ đồ phản ứng thể hiện sự bảo toàn nguyên tử mỗi nguyên tố hoá họctrong PƯHH. Bước này gọi là cân bằng phản ứng + Có 4 phương pháp lập phương trình PƯOK được đề cập đến trongchương trình hoá học phổ thông. Phương pháp Đại số (PPĐS) + Là phương pháp được áp dụng ở cấp THCS, khi học sinh chưa nghiêncứu về số oxi hoá. Phương pháp này dựa trên nguyên tắc tổng số mol nguyên tửcủa mỗi nguyên tố hoá học không thay đổi trong PƯHH. Ví dụ: Lập PTHH của phản ứng có sơ đồ : t0 Fe3O4 + CO Fe + CO2
  • 3. Bước 1: Đặt hệ số là các ẩn số a Fe3O4 + b CO → c Fe + d CO2 Bước 2: Thiết lập các phương trình bảo toàn nguyên tử của các nguyên tốhoá học. nguyên tố sắt : 3a = c (I) nguyên tố cacbon : b = d (II) nguyên tốt oxi : 4a + b = 2d (III) Bước 3: giải hệ phương trình đại số vừa thiết lập ở bước (2) tìm tỉ lệ a : b : c : d tối giản và nguyên. Từ đó chọn được hệ số thích hợp thế (II) vào(III) → 4a + d = 2d ⇔ 4a = d . (IV), (I), (II), (IV) → a: b : c : d = 1: 4 : 3 : 4. Bước 4: Viết hệ số vừa chọn vào trước CTHH trong PT Fe3O4 + 4 CO → 3 Fe + 4 CO2 Nhận xét: PPĐS là phương pháp thiết lập PƯHH chung, có thể áp dụngcho sơ đồ phản ứng hoá học bất kì, không phụ thuộc việc tính số oxi hoá. Trongmột số trường hợp, phương pháp này cho phép thiết lập PƯOK rất nhanh. Ví dụ:lập PTHH có sơ đồ sau: KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O. Nhận thấy Oxi chỉ có trong KMnO 4 (vế trái) và trong H2O (vế phải) có đơnchất Cl2 (vế phải) dùng PPĐS: cân bằng oxi → cân bằng H, K, Mn → cân bằng Cl 5sau cùng, ta được : KMnO4 + 8HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + 4H2O. 2→ Nhân cả 2 vế của PTHH trên với 2 ta được 2KMnO4 + 8HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O. + Trong một số PƯOK phức tạp phương pháp này trở nên phức tạp do cóquá nhiều ẩn hoặc có quá nhiều phương trình đồng thời chỉ áp dụng đượcphương pháp này khi đã biết rõ sơ đồ phản ứng. Phương pháp thăng bằng electron (PPTBe) Phương pháp này dựa trên nguyên tắc: Tổng số electron do chất khửnhường phải đúng bằng tổng số electron mà chất oxi hoá nhận (ne cho = ne nhận)Ví dụ: Lập PTHH của PƯOK có sơ đồ sau: FeO + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + H2O Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
  • 4. +2 +3 +3 +2 Fe O + H N O3 → Fe( NO 3 ) 3 + N O + H 2 O Bước 2: Viết quá trình oxi hoá, quá trình khử và cân bằng mỗi quá trình. Fe2+ → Fe+3 + 1e (1) ( quá trình oxi hoá) N+5 + 3 e → N+2 (2) ( quá trình khử). Bước 3: Tìm hệ số thích hợp sao cho : ne cho = ne nhận Hệ số của (1) là (3) ; Hệ số của (2) là 1. Bước 4: Đặt hệ số vừa chọn vào CTHH tương ứng, hoàn thành PTHH 3 FeO + 10 HNO3 → 3 Fe(NO3)3 + NO + 5 H2O Hệ số của N+5 trong HNO3 bằng tổng N+5 và N+2 ở vế trái được hiểu làtrong 10 N+5, chỉ có 1 N+5 đóng vai trò chất oxi hoá, còn 9 N+5 đóng vai trò tạomôi trường. Nhận xét PPTBe không những thiết lập được mọi PƯOK bất kì một cáchkhoa học mà còn chỉ rõ chất oxi hoá, sự khử; chất khử, sự oxi hoá . Từ PPTBe, ta còn ứng dụng trong giải các bài tập có đồng thời nhiềuPƯOK trên cơ sở sự bảo toàn electron. Tuy nhiên PPTBe không phân tích rõ bản chất của PƯOK trong dd chấtđiện li. Phương pháp thăng bằng ion - electron (PPTBIe) Phương pháp này cũng dựa trên nguyên tắc: Tổng số e chất khử nhường = Tổng số e chất oxi hoá nhận. Ví dụ: Lập PTHH của PƯOK có sơ đồ: NO2− + MnO4 + H + → NO3− + Mn 2 + ....... − Bước 1: Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi. +3 +7 +5 N O2 + Mn O4 + H + → N O3− + Mn+ 2 − − Bước 2: Viết quá trình oxi hoá, quá trình khử và cân bằng mỗi quá trình,theo nguyên tắc. + Viết đúng dạng tồn tại trong dd của chất oxi hoá, chất khử, sản phẩm bịkhử và bị oxi hoá + Xét đến sự tham gia của chất tạo môi trường bằng cách: thêm vào nửaphương trình khử hoặc nửa phương trình oxi hoá như sau: Thêm vào vế Thêm vào vế dư oxi thiếu oxi
  • 5. môi trường axit hoặc sinh ra axit H+ H2O môi trường bazơ hoặc sinh ra bazơ H2O OH- Bước 3: Tìm hệ số thích hợp sao cho ne cho = ne nhận sau đó cộng 2 quátrình oxi hoá và khử ta được PT ion của phản ứng đã cho. +3 +5 5 N O2 + H 2O → N O3− + 2e + 2 H + − +7 2 Mn O4 + 8 H + + 5e → Mn 2 + + 4 H 2O − 5 NO2 + 2 MnO4 + 6 H + → 5 NO3− + 2 Mn 2 + + 3H 2O − − Nhận xét: Đây là phương pháp khoa học nhất để lập PTHH của PƯOKxảy ra trong dd chất điện li. Phương pháp này phân tích rõ: + Chất oxi hoá - sự khử ; chất khử - sự oxi hoá + Vai trò của môi trường trong PƯOK + Bản chất của PƯOK trong dd chất điện li.VD:II. Pin Galvani và sức điện động. Pt Nernst. + Khi PUOK tự xảy ra trong một dụng cụ đặc biệt có tên gọi là Pin Daniel- Jacobi có cấu tạo như hình 1, thì sinh ra dòng điện. Hoạt động của Pin Daniel -Jacobi + Tại bề mặt thanh kẽmcó quá trình oxi hoá: Zn → Zn2+ + 2e (1) + Tại bề mặt thanhđồng có quá trình khử: Cu2+ + 2e → Cu (2)
  • 6. Nhờ điện kế xác định được dòng e theo dây dẫn đi từ thanh kẽm (anot)sang thanh đồng (catot) tạo ra dòng điện hoá học (ở mạch ngoài). Quá trình (1)xảy ra làm dd ZnSO4 tăng nồng độ Zn2+; quá trình (2) xảy ra làm dd CuSO4giảm nồng độ Cu2+. Điện tích trong hệ vẫn cân bằng nhờ sự chuyển dịch củadòng ion ở "mạch trong" theo sơ đồ: Zn2+ Cầu muối SO42- dd ZnSO4 NH4 NO3 dd CuSO4 - + NO 3 NH 4 Dòng electron có thể tự chuyển dịch từ cực kẽm sang cực đồng chứng tỏcó sự chênh lệch điện thế gây ra bởi khả năng oxi hoá khử khác nhau của 2 cặpoxi hoá khử tại 2 điện cực Zn2+/ Zn và Cu2+/ Cu. Rõ ràng cực đồng có điện thế dương hơn cực kẽm nên cực đồng có dấudương, cực kẽm có dấu âm. * Điện cực : Gồm một cặp oxi hoá - khử: - Điện cực loại I: Là điện cực gồm một thanh kim loại M nhúng trong ddMn+ (muối của M). Ví dụ : thanh kẽm nhúng trong dd ZnSO4 ta có điện cựcZn2+/Zn. - Điện cực loại II: Là điện cực gồm một thanh kim loại M được phủ mộthợp chất ít tan của M (muối hay hiđroxit) nhúng vào dd chất điện li có chứaanion của hợp chất ít tan đó. Ví dụ: điện cực calomen: Cl- / Hg2Cl2/ Hg. - Điện cực loại III: Gồm một thanh kim loại trơ (Pt hoặc Au) hay thanhthan chì nhúng trong dd chứa cả dạng oxi hoá và dạng khử của cặp oxi hoá khử.Ví dụ: (Pt) Fe3+/ Fe2+. - Điện cực Hiđro tiêu chuẩn: Một thanh platin phủ bột min platin trên bềmặt (để hấp phụ H2 và xúc tác quá trình oxi hoá - khử của cặp 2H+/ H2) nhúngvào dd axit có [H+] = 1M hay pH=0. Người ta bơm khí H2 vào bình đến khi ápsuất riêng phần của H2 là 1 atm, khi đó trên bề mặt thanh platin xuất hiện cặp oxihoá - khử: 2H+ + 2e H2 * Nửa pin: gồm một điện cực tiếp xúc với dây dẫn điện * Tế bào ganvani (galvania cell hay tế bào điện hoá) là tập hợp gồm 2nửa pin được nối với nhau bằng chất điện li hoặc màng ngăn xốp. * Pin: Một tế bào ganvani hoạt động như một máy phát điện.
  • 7. + Sơ đồ pin: mỗi pin được sơ đồ hoá theo qui ước sau: - Viết điện cực âm bên trái, điện cực dương bên phải. Ví dụ: pin Zn - Cu: (-) Zn(r) Zn2+(aq) Cu2+(aq) Cu(r) (+) - Một gạch đứng ( ): biểu thị sự tiếp xúc giữa 2 pha khác nhau - Hai gạch đứng ( ): Biểu thị sự tiếp xúc giữa 2 chất điện li. - Điện cực trái (anot) luôn xảy ra quá trình oxi hoá (làm phát sinh dòngelectron) là cực âm. - Điện cực phải (catot): luôn xảy ra quá trình khử (tiêu hao dòng electron)là cực dương. - Chiều của dòng điện mạch ngoài: Dòng electron đi từ cực âm (anot ởbên trái) sang cực dương (catot ở bên phải) qua dây dẫn nối với mạch ngoài. * Suất điện động (vôn): hiệu điện thế cực đại của hai điện cực (có thểdùng điện kế để đo hiệu điện thế giữa 2 điện cực).2. Phương trỡnh Nernst về sức điện độngPư oxi hoá – khử xảy ra trong pin điện có thể được viết tổng quát:aOX1 + bKh2 cKh1 + dOX2Pt đẳng nhiệt Van’t Hoff áp dụng cho pư trên có dạng: a c .a d kh OX∆G = ∆G 0 + RTln 1 2 a a .a b OX Kh 1 2Khi pin làm việc trong đk thuận nghịch nhiệt động thỡ năng lượng của pư ∆ G sẽbằng công điện cực đại do pin sinh ra - ∆ G = A’max = nFE ( n là số electrontrao đổi giữa hai cặp oxi hoá – khử ; F là hằng số Faraday = 96500 culông(C)Ở đk chuẩn: ∆ G0 = -nFE0 là sức điện động chuẩnĐưa các giá trị ∆ G; ∆ G0 vào pt đẳng nhiệt Van’t Hoff trên, ta được: a c .a d 0 RT kh OXE=E - ln 1 2 (Đây là pt Nernst) nF a a .a b OX Kh 1 2Tại 250C, thay R=8,314J/Kmol; F=96500C(1C=1J/von.mol), ta được pt Nernst
  • 8. a c .a d 0,059 kh1 OX2E = E0 - lg n a a .a b OX Kh 1 2Ở đkcb, ∆ G = -nFE=0 => Electron = 0 => E0 = 0,059/n lgKTrong đó K là hằng số cân bằng của pư oxi hoá – khử xảy ra trong pin, vàthường có giá trị rất lớn, chứng tỏ pư trong pin thực tế là hoàn toàn.7.3. Thế điện cực chuẩn. Dóy điện hoá.1. Thế điện cực chuẩn Khả năng oxi hoá - khử của các chất được phản ảnh qua khả năng nhậnhoặc cho electron của chúng. Khả năng này được đánh giá bằng đại lượng thế điện cực của cặp oxi hoá- khử trong điều kiện xác định. 0 Thế điện cực chuẩn của cặp oxi hoá khử Mn+/ M ( E M n+ /M ) có số trị bằngsuất điện động của pin tạo bởi điện cực hiđro chuẩn và điện cực của kim loại Mvới dấu dương hoặc dấu âm là dấu của điện cực kim loại M đó. Theo quy ước: Epin = Eđc phải - Eđc trái Ở 250 và khi hoạt độ của các dạng oxi hoá, khử bằng 1M ta có "suất điệnđộng chuẩn" : E0pin. Quy ước E 20H + / H2 = 0,00V ở mọi nhiệt độ, nên trong pin điện hoá nói trên 0 - Nếu điện cực kim loại M là cực âm thì E M n+ /M = −E 0 pin 0 - Nếu điện cực kim loại M là cực dương thì E M n+ /M = E pin 0 Thực chất không thể xác định chính xác thế điện cực của cặp oxi hoá khử,tuy nhiên với cách xác định tương đối như trên thì giá trị thế điện cực chuẩn chophép so sánh một cách tương đối mức độ thể hiện tính oxi hoá của dạng oxi hoáhay tính khử của dạng khử: 0 + Nếu E M n + / M càng dương thì tính oxi hoá của Mn+ càng mạnh hơn tínhoxi hoá của H+, ngược lại tính khử của M càng yếu hơn tính khử của H2. 0 0 + Nếu E M n + / M < E R a + / R thì tính oxi hoá của Mn+ yếu hơn tính oxi hoácủa Ra+, tính khử của M mạnh hơn tính khử của R.
  • 9. + PƯOK xảy ra thuận lợi giữa dạng oxh mạnh và dạng khử mạnh do vậydựa vào thế điện cực ta có thể dự đoán chiều hướng của PƯOK. Khi hoạt độ của dạng oxh (Ox) và hoạt độ của dạng khử (Kh) khác 1 thìE M n + / M ≠ E M n + / M . Vì thế điện cực của cặp Ox - Kh không những phụ thuộc 0E0 mà còn phụ thuộc vào nồng độ của dạng Ox, Kh, môi trường, nhiệt độ khixảy ra phản ứng, sự phụ thuộc này được biểu hiện qua phương trình Nernst Hệ : Mn+ + ne → M (3) RT [ M n+ ] EM n+ / M = E M n+ / M + 0 ln (4) nF [M ] Thay các giá trị : R = 8,314 K-1.mol-1 (hằng số khí lí tưởng) T = 2980 K (Nhiệt độ Kenvin) F = 96500 C/mol (hằng số Farday) 0,059 [ M n + ] thì (4) trở thành: E M n+ / M = E 0 M n+ / M + lg (5) n [M ] Nếu M là chất rắn hoặc chất lỏng và tồn tại riêng trong một pha thì[M] =1. Mặt khác, khi trong nửa phản ứng có những thành phần khác với dạngoxi hoá và dạng khử liên hợp thì chúng cũng có mặt (với lũy thừa hệ số tỉ lượng)trong phương trình Nernst.Ví dụ: Hệ : MnO4− + 8H + + 5e → Mn 2 + + 4 H 2 O 0,059 [ MnO 4 ][ H + ]8 − Có : E MnO − / Mn 2 + =E 0 MnO4 / Mn 2 + − + lg (6) 4 5 [ Mn 2+ ] Hệ : [Ag(NH3)2]+ + 1e → Ag + 2NH3 + 0,059 [[ Ag ( NH 3 ) 2 ] ] Có: E[ Ag ( NH + = E[0Ag ( NH + + lg (7) 3 )2 ] / Ag 3 )2 ] / Ag 1 [ NH 3 ] 22.Dóy điện hoá và ý nghĩa+ Từ bảng các thế khử chuẩn ta thấy các kim loại đứng trên hiđro đều đẩy đượchiđro ra khỏi dd axit vỡ so với ion H+, ion kim loại có tính oxi hoá yếu hơnM + nH+ → Mn+ + n/2 H2Dựa vào thế khử chuẩn ta cũng thấy rằng một kim loại có thể đẩy được kim loạiđứng dưới nó ra khỏi hợp chất: Zn + Cu2+ → Zn2+ + CuHoặc: Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag
  • 10. Sự đảo ngược pư không xảy ra được vỡ khả năng tham gia pư khử của Zn2+ kộmCu2+.Từ những ví dụ trên ta dễ dàng tiên đoán khả năng một kim loại đẩy được ionkim loại khác ra khỏi dd dựa vào các thế điện cực chuẩn. Khi xắp xếp thế điệncực chuẩn theo trỡnh tự cỏc giỏ trị tăng dần thỡ thu được dóy hoạt động hoáhọc của kim loại hoặc cũn được gọi là dóy điện hoá.+ í nghĩa của dóy điện hoỏ :a. Tiên đoán khả năng tự diễn biến của pư oxi hoá – khử : Giữa 2 cặp oxi hoá –khử, pư duy nhất được xảy ra là pư giữa dạng oxi hoá của cặp có tính oxi hoámạnh hơn và dạng khử của cặp có tính oxi hoá kém hơnVD: Pư giữa Fe và axit HCl cho sp là FeCl2 và H2 . Song sp giữa Fe và Cl2 lạicho sp là FeCl3. Giải thớchGiải. Trong pư giữa Fe và HCl, dạng oxi hoá là H3O+ ( φ 0 ( H+ / H2 )=0) cú thểoxi hoỏ Fe thành Fe2+ ( φ 0( Fe2+/ Fe) = -0,44) nhưng lại không oxi hoá được Fe2+thành Fe3+( φ 0 (Fe3+/ Fe2+) = 0,77V). Pư giữa Fe và Cl2 , chất oxi hoỏ là Cl2( φ 0(Cl2/2Cl-) = 1,358) nên nó oxi hoá được Fe thành Fe3+ ( φ 0( Fe3+ / Fe) =-0,036 V)b. Tính sức điẹn động của pin : E = φ (+) - φ (-) . E > 0 vỡ nú ứng với pư tựdiễn biến trong pin. Ở đk chuẩn, ta có:E0 = φ0 - φ0 = φ0 - φ0 = 0,337 – (-0,763) =1,1V (+) (-) Cu2+ /Cu Zn2+ /ZnE0 > 0 chứng tỏ ở đk chuẩn pư khử ion Cu2+ (a=1) bằng Zn tự xảy ra theo chiềuthuận Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+c. Tiên đoán pư ưu tiên trong điện phân( đọc giáo trỡnh- t243)6.5. Chiều diễn biến của phản ứng oxi hoá - khử. * Phản ứng oxi hoá khử tự xảy ra theo chiều chất oxi hoá mạnh tác dụngvới chất khử mạnh tạo ra chất khử mới và chất oxi hoá mới yếu hơn. Tức là nếu E M m + / M > E N n + / N Thì PƯOK tự phát theo chiều: nMm+ + m N → nM + mNn+ (8) Khi đó pin điện hoá tạo bởi 2 cặp oxi hoá khử trên có suất điện động E N −M = E M m+ / M − E N n+ / N
  • 11. với điện cực Nn+/N là anot (cực -) và điện cực Mm+/M là catot (cực +);chiều dòng điện được quy ước là chạy từ cực dương sang cực âm nhưng thựcchất dòng electron tự chạy từ cực âm sang cực dương. 0 0 * Khi E M m + / M và E N n + / N cách nhau khá xa thì có thể xác định chiềutự phát của PƯOK giữa 2 cặp oxi hoá khử này dựa vào việc so sánh các giá trịE0 Ví dụ: Vì sao để khử Fe3+ thành Fe2+ có thể dùng I- mà không thể dùng Br- Trả lời: So sánh E0 của cặp oxi hoá khử. + 0,54 + 0,77 + 1,09 (V) I2/ 2I- Fe3+/ Fe2+ Br2/ 2Br-Kết luận: + Chiều tính oxi hoá tăng dần: I2 , Fe3+ , Br2 - + Chiều tính khử giảm dần : I , Fe2+ , Br - Vì vậy phản ứng tự xảy ra là: 2I - + 2Fe3+ → 2Fe2+ + I2 Thay I - bằng Br - thì phản ứng không tự xảy ra. * Trạng thái cân bằng của PƯOK. Xét PƯOK tổng quát : Ox1 + Kh2 → Kh1 + Ox2 Có EOx1/Kh1 = E1 EOx2/Kh2 = E2 Phản ứng tự xảy ra khi E1 > E2 . Tuy nhiên, trong quá trình phản ứng[Ox1] và [Kh2] giảm dần, đồng thời [Oxh2] và [Kh1] tăng dần, dẫn đến E1 giảmdần và E2 tăng dần; đến khi E1 = E2 thì PƯOK đạt đến trạng thái cân bằng. Ox1 + Kh2 Ox2 + Kh1 Với biểu thức hằng số cân bằng. [ Kh 2 ][Ox 2 ] K= [Ox1 ][ Kh1 ] * Hằng số cân bằng (K) là đại lượng đánh giá mức độ mạnh hoặc yếu củamột phản ứng thuận nghịch xuất phát từ biểu thức: ∆G0 = -nF∆E0 (9) ∆G0 = - RTlnK (10)
  • 12. nF Từ (9) và (10) ta có : lnK = ∆E 0 (11) RT với : F = 96500 C/mol T = 298C R = 8,314 K-1.mol-1 Đổi ln sang lg n (11) trở thành lg K = ∆E 0 (12) 0,059 với ∆E = E P − ET 0 0 0 (13) (12) trở thành : n ( E P − ET ) 0 0 n lg K = ( E P − ET ) 0 0 (14) hay K = 10 0 , 059 0,059 Hằng số cân bằng (K) còn được xác định bằng cách: Xét phản ứng OK dạng tổng quát ở 250C: K1 = 10 nE1 0 / 0.059 Ox1 + ne Kh1 K 2 = 10 − nE2 / 0 ,059 0 Kh2 ne + Ox2 Ox1 + Kh2 Kh1 + Ox2 K = K 1 .K 2−1 (15) n Từ (15) ta có lg K = ( E10 − E2 ) 0 (16) 0,059 Ý nghĩa của hằng số cân bằng + Căn cứ vào giá trị của hằng số cân bằng K ta có thể dự đoán được chiềutự phát của PƯOK. Nếu K có giá trị càng lớn phản ứng xảy ra càng mạnh theochiều thuận. Nếu K có giá trị càng nhỏ, thì mức độ thuận nghịch của phản ứngcàng tăng. + Dựa vào giá trị của K ta có thể tính thế điện cực chuẩn của cặp oxi hoá -khử.