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: 1
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Transcript
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
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
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
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
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
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
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
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+]
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
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
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
= 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
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
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 )
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
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
+ 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
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
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
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
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
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
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:
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
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
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
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
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
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
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+
Nguyễn Huệ – THPT Chuyên Hưng Yên
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?.