ĐIỆN hóa học và các DẠNG bài tập bồi DƯỠNG học SINH GIỎI

49 1.2K 2
ĐIỆN hóa học và các DẠNG bài tập bồi DƯỠNG học SINH GIỎI

Đang tải... (xem toàn văn)

Tài liệu hạn chế xem trước, để xem đầy đủ mời bạn chọn Tải xuống

Thông tin tài liệu

Chuyên  đề  Điện  hóa  học   Chuyên đề ĐIỆN HÓA HỌC VÀ CÁC DẠNG BÀI TẬP BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI Nhóm Hóa học Mã: H03A MỞ ĐẦU Khi phân tích nội dung kiến thức hóa học kì thi học sinh giỏi, thấy phần kiến thức điện hóa học nội dung thường đề cập tới, với mức độ từ dễ đến khó nên khó để học sinh đạt điểm tối đa Do theo giảng dạy phần điện hóa học có ý nghĩa quan trọng việc bồi dưỡng học sinh giỏi Tuy nhiên, để đạt hiệu mong muốn nhiều khó khăn trình giảng dạy, phần kiến thức mang tính trừu tượng cao, đòi hỏi nhiều kĩ tính toán, nội dung chương trình Tài liệu giáo khoa chuyên Hóa học hệ thống tập vận dụng chưa nhiều Vì việc sưu tầm, xây dựng hệ thống dạng tập ĐIỆN HÓA HỌC phù hợp hiệu để phục vụ cho việc bồi dưỡng học sinh giỏi cần thiết để từ củng cố, mở rộng kiến thức, tăng khả vận dụng, phát triển tư sáng tạo cho học sinh A Mục tiêu: Về kiến thức: - Biết khái niệm tế bào điện hóa, điện cực, điện phân - Biết loại điện cực - Biết biểu diễn trình điện phân Kĩ năng: - Vận dụng kiến thức làm tập pin điện- điện phân B Tài liệu tham khảo: Bài tập hóa học đại cương Lê Mậu Quyền (trang 245- 258) Bài tập bồi dưỡng học sinh giỏi hóa học- tập hóa học đại cương Cao Cự Giác ( trang153- 221) Chuyên  đề  Điện  hóa  học   Bài tập hóa lí Nguyễn Văn Duệ- Trần Hiệp Hải- Lâm Ngọc Thiềm- Nguyễn Thị Thu ( 206- 298) Hoá học phân tích Câu hỏi tập Nguyễn Tinh Dung, Đào Thị Phương Diệp (205252) C Tìm hiểu đại cương điện hóa học: I/ PIN ĐIỆN HÓA TẾ BÀO ĐIỆN HOÁ (ô điện hoá): Là hệ gồm điện cực hai vật dẫn điện loại (vật dẫn điện electron: dây dẫn) nhúng vào hay hai dung dịch điện li chất điện li nóng chảy( vật dẫn loại 2: dẫn điện nhờ ion) Một điện cực với chất điện li → ngăn điện cực (cũng hai điện cực tham gia vào 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: loại - Tế bào Galvani (hay ô Galvani): Những tế bào điện hoá sinh dòng điện nhờ phản ứng oxi hoá - khử tự phát xảy ( hoá biến thành điện năng) Khi phản ứng hoá học tế bào có Δ G < E > - Tế bào điện phân: Là tế bào điện hoá xảy trình oxi hoá- khử cưỡng tác động nguồn điện (Khi tế bào điện hoá tiêu thụ công điện biến thành hoá sản phẩm điện phân.) Khi phản ứng tế bào điện hoá có Δ G > E < (Tế bào: Hệ đơn giản nhất) ĐIỆN CỰC: 2.1 KN: Mỗi tế bào điện hoá có hai điện cực Mỗi điện cực nhúng vào dung dịch điện li tạo thành ngăn điện cực → Tại điện cực có có cặp oxi hoá - khử Khi tế bào Chuyên  đề  Điện  hóa  học   điện hoá hoạt động có dòng điện chạy từ điện cực sang điện cực Trên bề mặt điện cực xảy oxi hoá khử ( nửa phản ứng oxi hoá nửa phản ứng khử) Catot: Là điện cực xảy nửa phản ứng khử: Oxc + ne → Kh c (c: catot) Anot: Là điện cực xảy nửa phản ứng oxi hoá: Kh a → Ox a + ne (a: anot) Oxc + Kh a → Ox a + Kh c (Cả hai loại tế bào Galvani điện phân vậy) - Trong tế bào Galvani: Catot (+) Anot (-) - Trong tế bào điện phân: Catot (-) Anot (+) Ngược ∗ Phương trình Nernst cho điện cực: Trong trường hợp chung điện cực xét 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 : E pin = E0 pin - RT nF ln C H+ C M (1) H2 C Mn+ P H2 H2 Vì C H =1,0 ; P H = atm ; chất rắn nguyên chất, hoạt độ aM ≈ CM ≈ 1,0 + E pin = EM n+ / M = EMo n+ / M + RT ln ⎡⎣ M n + ⎤⎦ nF Khi xét 250C thay giá trị biết R, F vào (1a) thực biến đổi thích hợp ta có: E pin = EM n+ / M = EMo n+ / M + 0, 0592 lg ⎡⎣ M n + ⎤⎦ n 2.2 Phân loại điện cực ∗ 1- Đơn chất tiếp xúc với ion dung dịch + Điện cực kim loại: Một kim loại nhúng vào dung dịch muối Được viết: M(r)│Mn+ (aq) Phản ứng điện cực Mn+ (aq) + ne M (r) Thế điện cực xác định biểu thức Nernst: E = E0 - 0,059 lg n [Kh] [Ox] (2) [Kh] phụ thuộc vào số nguyên tử nằm bề mặt → không đổi nên: E = E0 + 0,059 lg n [Mn+] (3) Chuyên  đề  Điện  hóa  học   + Điện cực khí: Gồm kim loại trơ (hay graphit) đóng vai trò vật dẫn điện đồng thời vật mang phân tử khí, nhúng dung dịch chứa ion tương ứng bão hoà khí tương ứng (Điện cực tiếp xúc đồng thời với khí dung dịch chứa ion nó) Pt (r) │ X2 (k) │Xn+ (aq) Được viết: Pt (r) │ X2 (k) │Xn- (aq) VD: Điện cực hiđro viết : (Pt) H2 │ H+ ; điện cực khí clo: (Pt) Cl2 │ Cl- Phản ứng điện cực hiđro là: H3 O+ + e 1/2 H2 (k) + H2O Thế điện cực xác định theo phương trình: Vì E0 H 3O +/ H = thông thường P = atm nên (3) có dạng: E = 0,059 lg [ H3O+] = - 0,059 pH (5) ∗ - ( Điện cực oxi hoá - khử): Kim loại trơ điện hoá (hoặc graphit) nhúng vào dung dịch chứa đồng thời dạng oxi hoá dạng khử cặp oxi hoá khử Mm+/ Mn (Điện cực kim loại khí không tham gia trực tiếp vào phản ứng điện cực), viết: Pt│Mn+, Mm+ Phản ứng xảy điện cực có dạng tổng quát: ⎯⎯ → Kh Ox + ne ←⎯ ⎯ Thế điện cực xác định theo phương trình: E = E0 - Hay: E = E0 - RT ln K nF 0,059 n lg [Kh] [Ox] (6) (7) VD: Pt │ Fe2+ , Fe3+ điện cực oxi hoá - khử lúc xảy : ⎯⎯ → Fe2+ Fe3+ + e ←⎯ ⎯ Sản phẩm khử (Fe2+) sản phẩm oxi hoá (Fe3+) không thoát điện cực mà dung dịch Chuyên  đề  Điện  hóa  học   - Kim loại tiếp xúc với muối tan dung dịch muối khác có anion, viết: Phản ứng điện cực: M(r) │ MX(r) │ Xn- (aq) MX(r) + ne Thế điện cực: E = E0 + ⎯⎯ → M(r) + Xn-(aq) ←⎯ ⎯ 0,059 n lg [Mn+] (8) VD: + Điện cực bạc - bạc clorua: Ag │ AgCl , KCl + Điện cực calomen : Hg │ Hg2Cl2 , KCl Phản ứng điện cực calomen: Hg2Cl2 + 2e → 2Hg + 2ClVì Mn+ tồn dung dịch chứa anion tạo thành với muối tan nên Mn+ xác định tích số tan muối khó tan nồng độ anion tương ứng: [ Hg22+] = T Hg2Cl2 [ Cl- ]2 nên : E = E0 + - Khi [ Cl ] = mol/lit : E = E0 + 0,059 n lg T Hg2Cl2 (9) - [ Cl ] 0,059 lg T Hg2Cl2 n (10) = 0,792 + 0,03 lg 1,3 10-18 = 0,2556 (V) • Một số dạng điện cực thường gặp: Điện cực - KL/ ion KL - ĐC khí - KL/ Muối tan - Ox / Kh Kí hiệu M(r)│Mn+ (aq) Cặp Ox / khử Mn+/M Nửa phản ứng Mn+ (aq) + ne Pt (r) │ X2 (k) │Xn+ Xn+ / X2 (aq) Pt (r) │ X2 (k) │Xn- X2 / Xn(aq) Xn+(aq) + ne M(r) │ MX(r) │ Xn- MXn/M, (aq) Xn- MX(r) + ne Pt (r)│Ox (aq) , Kh (aq) Ox/ Kh 1/2 X2 (k) + ne Ox + ne M (r) 1/2 X2 (k) Xn-(aq) M(r) + Xn-(aq) Kh 2.3 Điện cực hiđro tiêu chuẩn, điện cực tiêu chuẩn, điện cực tiêu chuẩn a Điện cực hiđro tiêu chuẩn Chuyên  đề  Điện  hóa  học   Cấu tạo: Điện cực gồm platin phủ muội (bột mịn) platin bề mặt , hấp phụ khí H2 P = 1atm 298K nhúng vào dung dịch có nồng độ H+ 1M Sơ đồ điện cực hiđro tiêu chuẩn viết: Pt │ H2 (1 atm) │H+ ( C = 1.0M) Quy ước: Tại 250C E0 H + / H = 0,00 V b Điện cực tiêu chuẩn: Trong điện cực tiêu chuẩn nồng độ chất tan mol/lit, chất khí (nếu có mặt) có áp suất riêng phần atm 250C c Thế điện cực tiêu chuẩn( E0) : Thế điện cực đo điều kiện tiêu chuẩn Khi pin tạo từ hai điện cực tiêu chuẩn suất điện động pin còn: E pin = E0 pin E0 pin xác định thực nghiệm sau: Lập pin gồm điện cực hiđro tiêu chuẩn bên trái với điện cực tiêu chuẩn điện cực cần xét bên phải Chẳng hạn , ta cần khảo sát điện cực M │ Mn+ pin lập sau: Pt │ H2 (1 atm) │ H+ ││ Mn+ (C = 1,0M) │ M Theo quy ước: E0 H + / H = 0,00V E pin = E phải - E trái = E0 M n + / M - E0 H + / H = E0 E0 M n + / M điện cực tiêu chuẩn tương đối theo thang hiđro điện cực M │ Mn+ Mặt khác E pin > 0, : - Nếu điện cực hiđro điện cực âm( đóng vai trò anot: xảy trình oxi hoá) điện cực cần đo điện cực dương phản ứng pin ≡ qui ước E0 M n + / M > E0 H + / H - Ngược lại: Phản ứng pin ngược với chiều qui ước hay E0 M n + / M < E0 H + / H ( Trong thực tế, để làm điện cực so sánh người ta thường dùng điện cực calomen Hg/Hg2Cl2/ KCl bão hoà 0,2415V so với điện cực tiêu chuẩn hiđro điện cực calomen ổn định, độ lặp lại cao, dễ sử dụng đễ bảo quản) TẾ BÀO GALVANI (pin Galvani hay Pin điện hoá ) 3.1 Cấu tạo pin Galvani: Zn - Cu ( pin Đanien - Jacobi) Chuyên  đề  Điện  hóa  học   ∗ Hình vẽ: e Zn dd ZnSO4 ← 1M Cầu muối - + Zn2+ Cu Cu2+ → dd CuSO4 1M ∗ Kết quả: Kim điện kế lệch → Jacobi mạch có dòng điện Jacôbi 3.2 Giải thích hoạt động pin: ∗ Xét điện cực Zn │Zn2+: Zn Zn2+ + 2e (với nguyên tử Zn bề mặt) Kết quả: + Các ion Zn2+ tích tụ tong dung dịch → dung dịch tích điện dương + Các eletron tích tụ Zn → Zn tích điện âm Tương tự tụ điện: - Một Zn - Một Zn2+ Hiệu số điện hai lớp điện kép → Thế khử cặp Ox - kh Zn2+/ Zn Mỗi điện cực có xác định (tuỳ theo chất kim loại Cion dung dịch) → nối có điện khác dây dẫn → trình cân điện hai điện cực làm xuất dòng điện mạch Điện cực Cu cao → electron chuyển từ Zn → Cu Kết : a Ở cực Zn: Cân Zn Zn2+ + 2e (qt Ox Zn) chuyển → phải để bù lại số e chuyển b Ở cực Cu: Cân Cu2+ + 2e Cu nhận e Phản ứng pin: Cu ( qt khử Cu2+) chuyển → trái, ion Cu2+ đến bề mặt Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu Chuyên  đề  Điện  hóa  học   Việc bố trí tách biệt cặp Ox/kh cho phép lợi dụng truyền electron chất khử chất oxi hoá để sinh dòng điện Vậy : Muốn biến hoá → điện ta phải thực oxi hoá nơi khử nơi cho electron chuyển từ chất khử sang chất oxi hoá qua dây dẫn Đó nguyên tắc hoạt động pin → Pin : dụng cụ cho phép sử dụng trao đổi electron phản ứng oxi hoá khử để sản sinh dòng điện (hoá biến thành điện năng) Khi pin hoạt động : + Các cation chuyển rời từ trái → phải, chiều với chiều chuyển động electron dây dẫn + Chiều dòng điện mạch ngược chiều với chiều chuyển động electron ∗ Cầu muối : Bằng ống thuỷ tinh bên chứa thạch tẩm dung dịch bão hoà chất điện li thích hợp ( KCl KNO3) Hai đầu cầu muối có lớp xốp để SO4có thể qua, thường thuỷ tinh Có tác dụng đóng kín mạch pin hoạt động ∗ Thanh kim loại : Vừa đóng vai trò dạng khử vừa đóng vai trò vật dẫn Phân loại pin: Người ta thường phân chia hai loại pin dựa vào sở tạo nguồn điện: * Mạch hoá học hay pin hoá học: Khi pin làm việc có phản ứng hoá học xảy VD: (-) Zn │ Zn2+ ( C ) ││ Cu2+ ( C ) Cu (+) *Mạch nồng độ hay pin nồng độ: Dựa vào chênh lệch nồng độ chất điện li hay VD: (-) Cu │ Cu2+ ( C = 0,1M ) ││ Cu2+ ( C = 1M ) │ Cu (+) Sơ đồ pin: a Cơ sở để viết sơ đồ pin: Ta xét mạch điện hoá Đanien - Jacobi: Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu Để thu dòng điện từ phản ứng ta phải bố trí thích hợp vị trí nửa hay bán phản ứng: Zn Zn2+ + 2e Chuyên  đề  Điện  hóa  học   Cu2+ + 2e Cu Trong trường hợp mạch Đanien - Jacobi, sơ đồ sau: (-) Hoặc : (-) Zn │ ZnSO4 ( C )││CuSO4 ( C )│Cu (+) Zn │ Zn 2+ 2+ ( C ) ││ Cu (C) Cu (+) Sơ đồ mạch điện hoá hay Sơ đồ pin Vậy : Cơ sở để viết sơ đồ pin gì? Ta biết pin dụng cụ lượng phản ứng hoá học biến thành lượng dòng điện Vậy phản ứng hoá học dùng làm sở pin phải phản ứng tự xảy điều kiện xét Nghĩa phản ứng có Δ G Từ ta có qui ước sau đây: Sức điện động pin dương ( Epin E0pin > 0) pin làm việc sơ đồ pin cation chuyển dời từ trái → phải, dây dẫn electron chuyển rời theo chiều Vậy để có E pin > cần có : Điện cực bên trái : cực âm ( anot) Điện cực bên phải : Cực dương ( catot) E0 pin = E0phải - E0trái = E0(+) - E0(-) = E0catot - E0anot ∗ Vậy: xác định pin: • Điện cực khử chuẩn (tiêu chuẩn) lớn làm cực dương (catot) bên phải • Điện cực khử chuẩn (tiêu chuẩn) nhỏ làm cực âm (anot) bên trái b Kí hiệu tế bào điện hoá: Anot ( trái ) Catot ( phải ) - Bề mặt phân chia hai pha , kí hiệu: │ - Bề mặt tiếp giáp dd điện li , kí hiệu: ││ + Kí hiệu: ││khi hai dd nối với qua cầu muối để loại trừ khuyếch tán + Kí hiệu: hai dd cầu nối ⇒ xuất khuyếch tán trao đổi không tương đương ion Chuyên  đề  Điện  hóa  học   Vải ngăn amiăng dd tiếp xúc nhau, tốc độ khuyếch tán không Zn2+→ Cu2+ ⇒ Chênh lệch điện tích + chênh lệch điện ⇒ khuyếch tán (đóng góp phần vào sức điện động) Để tránh điều ta nối hai dung dịch cầu nối chứa dung dịch KCl đậm đặc Quá trình khuyếch tán chủ yếu K+ , Cl- từ dung dịch KCl đậm đặc vào dung dịch hai bên v khuyếch tán Cl- ≈ v khuyếch tán K+ → Thế khuyếch tán bị loại trừ CuSO4 ZnSO4 có tính chất lí hoá khác → ngăn cách cầu nối - Nếu điện cực dung dịch gồm nhiều chất chất có dấu phẩy Chú ý: Để viết đầy đủ tế bào điện hoá cần phải: - Viết nửa phản ứng catot, nửa phản ứng anot cộng lại phản ứng tổng cộng - Xác định catot (quá trình khử) , xác định anot (quá trình oxi hoá) - Viết kí hiệu tế bào điện hoá * Trong trường hợp cặp oxi hoá - khử mà dạng oxi hoá dạng khử ion dung dịch ( VD: Fe3+/Fe2+ , Sn4+ / Sn2+ , MnO4- ) hay dạng thể khí thể lỏng (VD: H+/H2 , Cl2/ Cl-, Hg22+/Hg ) người ta phải dùng kim loại trơ làm vật dẫn điện (Pt) , 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 (+) (-) (Pt) H2 │ H+ ││ Cl- │ Cl2 │ (Pt) (+) (-) Pt , H2 │ H+ ││ Cl- │ Cl2 , Pt (+) II/ ĐIỆN PHÂN - Định nghĩa Sự điện phân trình oxi hoá - khử xảy bề mặt điện cực cho dòng điện chiều qua hợp chất nóng chảy dung dịch chất điện ly - Điện phân chất điện li nóng chảy 2.1 Điện phân muối halogenrua nóng chảy 10 Chuyên  đề  Điện  hóa  học   Bởi độ tan PbI2 lớn nên cân chủ yếu dung dịch cân tan PbI2 PbI2↓ = Pb2+ + 2I- Ks Do [Pb2+] = 10-47 = x 10-3M [I-] = 4.10-3M 10−7,8 [SO42-] = = 10−5,8 = 7,9.10−6M K1 nên cân định pH dung dịch Pb2+ + H2O ⇌ PbOH + H+ ; K2 = 10-7,8 (2) C 0,10 0,10 − x x x [] x x = 10-4,4 = [H+] ; pH = 4,40 = 10 −7,8 0,1 − x 2.a) Dung dịch B: Thêm KI : CAg+ = 0,025 M; CPb2+ = 0,050 CI- = 0,125M ; CH+ = 0,10M Ag+ + I− AgI ↓ 0,025 0,125 0,10 2+ Pb + I− PbI2 ↓ 0,05 0,10 Trong dung dịch có đồng thời hai kết tủa AgI ↓ PbI2 ↓ AgI ↓ ⇌ Ag+ + I− ; Ks1 = 1.10-16 (3) PbI2 ↓ ⇌ Pb2+ + I− ; Ks2 = 1.10-7,86 (4) Ks1 E0 MnO4 /Mn 2- Cr2O7 /Cr 3+ = 1,33 V > E RT = 0,0592; Cr (z = 24) F 3+ Fe /Fe 2+ = 0,771V > E - I3 /I - = 0,5355 V, nên trình xảy sau: MnO-4 + 16 H+ + 15 I- → Mn2+ + I3- + H2O 0,01 0,5 0,425 0,01 0,025 + 3+ 2Cr2O7 + 14 H + I → Cr + I3 + H2O 0,01 0,425 0,025 0,335 0,02 0,055 Fe3+ + I- → Fe2+ + I30,01 0,335 0,055 0,32 0,01 0,06 Thành phần dung dịch Y: I3- 0,060 M; I- 0,32 M; Mn2+ 0,01 M; Cr3+ 0,02 M; Fe2+ 0,01 M b) I + e → IE - - = 0,5355 + I3 /I 0,0592 log 0,06 (0,32) = 0,54 V Do E 0I- /I- = 0,5355 V > E 2+ + = 0,153 V nên nguyên tắc Cu2+ không oxi hóa I- Cu /Cu phản ứng: Cu2+ + I- → Cu+ + I3- xảy theo chiều nghịch Nhưng dư I- tạo kết tủa CuI Khi E Cu 2+ /CuI =E Cu 2+ /Cu + + 0,0592.log K S(CuI) ≈ 0,863 V 39 Chuyên  đề  Điện  hóa  học   Như E 2+ = 0,863 V > E 0I- /I- = 0,5355 V → Cu2+ oxi hóa I- tạo thành CuI: Cu /CuI Cu 2+ + I → CuI ↓ + I3- d) Vì E 2+ = 0,863 V > E I- /I- = 0,54 V → điện cực Pt nhúng dung dịch Y anot, Cu /CuI điện cực Pt nhúng dung dịch gồm Cu2+, I- (cùng nồng độ M), có chứa kết tủa CuI catot Vậy sơ đồ pin sau: (-) Pt│ I3- 0,060 M; I- 0,32 M║CuI; Cu2+ M; I- M │Pt (+) Trên catot: Cu2+ + I- + e → CuI ↓ Trên anot: I- → I3- + 2e Phản ứng pin: Cu2+ + I- → CuI ↓ + I32 Dạng tập kết hợp điện hóa học phản ứng tạo phức dung dịch - Sự tạo phức có ảnh hưởng lớn đến điện cực kim loại chuyển tiếp: Vd: xét nửa phản ứng: Fe3+ + e → Fe2+ E0 = 0,77V Trong dd có chứa ion CN-: [Fe(CN)6]3- + e → [Fe(CN)6]4- E0’= ? Theo phương trình Nerst có: E = E + 0,059 lg 0' CFe 3+ CFe 2+ = 0,36V với CFe 3+ CFe 2+ 3+ K Fe 1,25.10 −44 = kbFe 2+ = 1,25.10 −37 K kb Trong dd có chứa orthophenatrolin (Phen) Tính toán tương tự có: [Fe(phen)3]3+ + e → [Fe(phen)3]2+ E0” = 1,12V - Thế cặp oxi hoá khử phụ thuộc nhiều vào chất phối tử Bài 25 Để tách vàng người ta ngâm hỗn hợp đất, đá, quặng chứa vàng nghiền mịn dung dịch NaCN (hoặc KCN) sục không khí nén liên tục vào dung dịch phản ứng ngày Sau lọc thu dung dịch cho tác dụng với kẽm bột Viết phương trình phản ứng xẩy qui trình tách vàng nêu tính số cân phản ứng Cho biết: Eo O + 2H O/4OH − = + 0,4V; E0Au(CN)2-/Au = -0,60V; E0Zn(CN)4-/Zn = -1,26V Hướng dẫn giải: 4Au + O2 + 8NaCN + 2H2O 4Na[Au(CN)2] +4NaOH K1 40 Chuyên  đề  Điện  hóa  học   Zn + Na[Au(CN)2] Na2[Zn(CN)4] + 2Au K2 x | Au + 2CN Au(CN)2 + 1e -E1 = 0,60V O2 + 2H2O + 4e 4OHE30 = 0,4V 4Au + O2 + 8NaCN + 2H2O 4Na[Au(CN)2] +4NaOH 47,458 => K1 = 10 Zn + 4CNZn(CN)4- + 2e E20= 1,26V 2x |Au(CN)2- + 1e Au + 2CN- E10= -0,60V Zn + Na[Au(CN)2] Na2[Zn(CN)4] + 2Au 1,02 => K2 = 10 Bài 26 Cân sau xảy dung dịch nước 25oC: 2Cu+ ⇌ Cu2+ + Cu (r) (1) a Tính số cân K1 phản ứng (1) b Một dung dịch chứa CuSO4 0,10M Cu (r) dư Tính nồng độ Cu+ trạng thái cân Kd ion phức [Cu(NH3)2]+ 1,0.10-16 Hỏi dung dịch NH3 0,20M có hòa tan hoàn toàn 0,10 mol CuI (r) không ? Cho biết số liệu sau 25oC: Eo(Cu+/Cu) = +0,522V ; Eo(Cu2+/Cu) = +0,34V ; Eo(I3-/I-) = +0,54V Eo(Cl2(k)/Cl-) = +1,36V ; Tích số tan Ks (CuCl, r) = 1,0.10-16 Ks(CuI, r) = 5,0.10-12 Hướng dẫn giải: a) 2Cu+ ⇌ Cu2+ + Cu Cu2+ + 2e∆G →o Cu ∆G o ∆G a o ∆Go = ∆Goa + ∆Gob b + Cu + e -2FEo(Cu2+/Cu) = -FEo(Cu2+/Cu+) - FEo(Cu+/Cu) Eo(Cu2+/Cu+) = 2.,034 – 0,522 = +0,158V 96,5(0,522 − 0,158) FΔE o ∆Go298 = -F∆Eo = -RTlnK1 ⇒K 1= exp = exp = 1,44.10 −3 RT 8,314.10 298 + 2+ b) 2Cu ⇌ Cu + Cu 0,10 − x K1 = Nồng độ cân bằng: 2x 0,10 – x (2 x) Vì K1 lớn nên x K s3 (CuI ) = (5,0.10 −12 ) = 1,25.10 −34 nên 0,10 mol CuI tan hoàn toàn dung dịch NH3 0,20M Bài 27 Có thể hoà tan hoàn toàn 100mg bạc kim loại 100ml dung dịch amoniac nồng độ 0,1M tiếp xúc với không khí không? Cho biết nguyên tử khối Ag = 107,88; số điện li bazơ amoniac Kb = 1,74.10-5; số bền phức [Ag(NH3)i]+ tương ứng là: lgβ1 = 3,32(i = 1) lgβ2 = 6,23(i = 2) Các khử (thế oxy hóa - khử) chuẩn 25oC: Eo(Ag+/Ag) = 0,799V; Eo(O2/OH-) = 0,401V Áp suất riêng phần oxy không khí 0,2095atm Phản ứng thực 25oC NAg = 0,100 : 107,88 = 9,27.10-4mol Hướng dẫn giải: Số mol cực đại NH3 cần để tạo phức là: 9,27.10-4 = 1,854.10-3M nghĩa nhỏ nhiều so với số mol NH3 có dung dịch (10-2M) Vậy NH3 dư để hoà tan lượng Ag xảy phản ứng Chúng ta kiểm tra khả hoà tan theo quan điểm điện hóa nhiệt động: Ag+ + e → Ag O2 + 4e + H2O → 4OH E1 = Eo1 + 0,059lg[Ag+] - E = E 2o + PO2 0,059 lg OH − [ ] Khi cân E1 = E2 Trong dung dịch NH3 = 0,1M (lượng NH3 phản ứng không đáng kể) ta có: [OH-] = (Kb.C)1/2 = 1,32.10-3M ⇒ E2 = 0,5607V Vì E2 = E1 nên từ tính toán ta suy [Ag+] = 9,12.10-5M 42 Chuyên  đề  Điện  hóa  học   Nồng độ tổng cộng Ag+ dung dịch: [Ag+]o = [Ag+] + [Ag(NH#)+] + [Ag(NH3)2+] = [Ag+](1 + β1[NH3] + β1β2[NH3]2) = 15,5M Giá trị lớn nhiều so với lượng Ag dùng cho phản ứng Vì điều kiện điện hóa nhiệt động thuận lợi cho việc hoà tan 0,100g Ag Bài 28 Cho dung dịch X chứa Cu(NO3)2 0,10 mol/l, Cd(NO3)2 0,10 mol/l Axit hóa dung dịch X HCl đến nồng độ 1,00 mol/l dung dịch Z, giả sử thể tích dung dịch không đổi axit hóa Có thể tách hoàn toàn Cu2+ có Cd2+ dung dịch Z cách điện phân dung dịch Z bình điện phân với hai điện cực platin phẳng, không? Hòa tan 6,5 gam KCN vào 100 ml dung dịch X (coi thể tích không đổi hòa tan KCN vào dung dịch) thu dung dịch Y Tiến hành điện phân dung dịch Y bình điện phân với hai điện cực platin phẳng Tính nồng độ cân dung dịch đặt catot lúc –1,00 V Các trình thực 25oC Cho: E oCu 2+ = 0,337V; E oCu 2+ Cu EoCl2 2Cl- = 1,360V ; E oO Cu + ,H = 0,521V; E oCd + H2O 2+ Cd = –0,402V; E o(CN) ,2H = 1,230V; E o2H + H2 = 0,00V; ηO = 0,370V; + (Pt ) 2HCN = 0,470V; ηH2 (Pt ) = 0,097 V; Ksp(CuCN) = 3,5·10 –19; KHCN = 10 –9,31 lg βCu(CN)− =24,0; lg βCu(CN)2− = 28,59; lg βCu(CN)3− = 30,29; lg βCu(CN) = 25,0 lg βCd(CN)+ = 6,01; lg βCd(CN) = 11,12; lg βCd(CN)− = 15,65; lg βCd(CN)2− = 17,92 Hướng dẫn giải: Dung dịch Z: Cu(NO3)2 0,10 mol/l, Cd(NO3)2 0,10 mol/l HCl 1,0 mol/l Ta có nồng độ ion dung dịch: Cu2+ 0,10 M; Cd2+ 0,10 M; H+ 1,0 M; Cl – 1,0 M Các phản ứng điện phân: + Tại catot điều kiện xảy trình điện phân: 43 Chuyên  đề  Điện  hóa  học   0,0592 lg ⎡⎣Cu 2+ ⎤⎦ = 0,3074V Cu Cu 0,0592 E C ≤ E Cd2+ = E oCd2+ + lg ⎡⎣Cd 2+ ⎤⎦ = −0, 4316V Cd Cd 0,0592 E C ≤ E 2H+ + ηH2 = E o2H+ + lg ⎡⎣H + ⎤⎦ + ηH2 = 0,097V H2 H2 Cu 2+ +2e → Cu E C ≤ E Cu 2+ Cd 2+ +2e → Cd 2H + +2e → H o = E Cu 2+ + Thứ tự điện phân Cu2+; H+ cuối Cd2+ + Tại anot: O2 + 4e + 4H + → 2H 2O E A ≥ E 4H+ ;O Cl2 + 2e → 2Cl− E A ≥ E Cl2 2Cl− 2H2 O = E Clo + ηO2 = E o4H+ ;O + 2Cl− + 2H O 0,0592 lg ⎡⎣H + ⎤⎦ + ηO2 = 1,700V 0,0592 lg = 1,360V − ⎡⎣Cl− ⎤⎦ xảy trình điện phân Cl – – Khi điện phân Cu2+: Cu2+ + 2Cl – → Cu + Cl2 Do nồng độ H+ không thay đổi – Khi bắt đầu điện phân H+ nồng độ Cu2+ lại là: E Cu 2+ Cu o = E Cu 2+ + Cu 0, 0592 2+ lg ⎡⎣Cu 2+ ⎤⎦ = 0, 097V ⇒ [Cu ] = 10 –8,11 M < 10-6 Nên chưa điện phân đến Cd2+ Cu2+ bị điện phân hoàn toàn Nồng độ CN – dung dịch hòa tan KCN 1,00 M lớn so với nồng độ Cu2+ Cd2+ Mặt khác Cd2+ có khả tạo phức bền với CN – có β4 >> β3 ; β2 ; β1 nên giả sử Cd2+ tạo phức Cd(CN)42 – chủ yếu Đối với Cu2+ chất oxi hóa, CN – có tính khử Cu+ tạo phức bền Cu2+ nên oxi hóa CN – tạo Cu+; mặt khác 3– β4 >> β3 ; β2 nên chủ yếu tạo phức Cu(CN)4 Các trình dung dịch: ⎯⎯ → Cd(CN)i2 –i Cd2+ + iCN – ←⎯ ⎯ βi (1) Cu2+ + e → Cu+ (2) ⎯⎯ → Cu(CN)2 Cu2+ + 2CN – ←⎯ ⎯ (3) Cu+ + 4CN – ⎯⎯ → Cu(CN)43 – ←⎯ ⎯ (4) ⎯⎯ → H+ + CN – Ka = 10 –9,31 HCN ←⎯ ⎯ (CN)2 + 2e ⎯⎯ → 2HCN + 2H+ ←⎯ ⎯ (5) (6) Tổ hợp phương trình từ (2) đến (6) ta có: 44 Chuyên  đề  Điện  hóa  học   ⎯⎯ → 2Cu(CN)43 – + (CN)2 2Cu(CN)2 + 6CN – ←⎯ ⎯ K = K22.K3 –2.K42.Ka –2.K6 –2 = 2.1034 lớn nên phản ứng coi hoàn toàn Trạng thái giới hạn hệ là: Cd(CN)42 – 0,1 M Cu(CN)43 – 0,1 M CN – 0,1 M – Phản ứng thủy phân CN – không làm thay đổi nồng độ CN –: ⎯⎯ → HCN + OH – CN – + H2O ←⎯ ⎯ K = 10 –4,69 ⇒ [OH –] = [HCN] = 1,419.10 –3 – Khi đặt catot –1,0 V, nồng độ cân [Cd2+] [Cu+] tính theo phương trình Nernst: E Cd2+ Cd o = E Cd 2+ + Cd 0, 0592 2+ –20,20 lg ⎡⎣Cd 2+ ⎤⎦ = – 1,00 V ⇒ [Cd ] = 10 – Đối với đồng: ta có Cu2+ + 2e → Cu Eo = 0,337 V Cu2+ + e → Cu+ ⇒ Cu+ + e → Cu (7) Eo = 0,521 V (8) E oCu + = 0,153 V Cu Theo phương trình Nernst: E Cu + Cu o = E Cu + + –19,48 + 0, 0592lg[Cu + ]=-1,00V ⇒ [Cu ] = 10 Cu – Giả sử nồng độ CN – không đổi 0,1 M ta có [Cd(CN)42 –] = β4.[Cd2+].[CN –]4 = 5,25.10 –7 M Vậy coi Cd2+ bị điện phân hoàn toàn: – Nếu Cu+ bị điện phân thi nồng độ Cu(CN)43 – phải nhỏ 0,1 M Ta có: [Cu(CN)43 –] = β4.[Cu+].[CN –]4 = 1030,29 10 –19,48.0,14 >> 0,1 nên Cu+ chưa bị điện phân ⎯⎯ → Cd + 4CN – + Tại catot: Cd(CN)42 – + 2e ←⎯ ⎯ + Tại anot: E o(CN) ,2H + 2HCN =0,370V < E oO + ,H + ηO H2O (Pt ) – = 1,700V nên CN bị oxi hóa: 2CN – → (CN)2 + 2e + Phản ứng điện phân: Cd(CN)42 – → Cd + 2CN – + (CN)2 Nồng độ CN – lúc 0,1 + 2.0,1 = 0,3 M Vậy dung dịch chứa cấu tử: [Cd2+] = 10 –20,2 M; [Cd(CN)+] = 106,01.10 –20,2.0,3 = 1,94 10 –15 M; [Cd(CN)2] = 1011,12.10–20,2.0,32 = 7,49.10 –11 M; [Cd(CN)3–] = 1015,65.10 –20,2.0,33 = 7,61.10 –7 M; [Cd(CN)42 –] = 1017,92.10 –20,2.0,34 = 4,25.10 –5 M 45 Chuyên  đề  Điện  hóa  học   Tổng nồng độ Cd2+ lại: 4,33.10 –5 M chiếm 0,043% lượng Cd2+ ban đầu nên giả thiết bị điện phân hết chấp nhận [Cu + ]=0,1 + β2 ⎡⎣CN ⎤⎦ + β3 ⎡⎣CN ⎤⎦ + β4 ⎡⎣CN ⎤⎦ − − − = 5,94.10−30 M [Cu(CN)2 –] = 1024 5,94.10 –30.0,32 = 5,436.10 –7 M; [Cu(CN)32 –] = 1028,59 5,94.10 –30.0,33 = 6,24.10 –3 M [Cu(CN)43 –] = 1030,29 5,94.10 –30.0,34 = 0,0938 M Kiểm tra tổng nồng độ CN –: [CN –] = 1,0 – 0,1 – 0,2 – 2.5,436.10 –7 – 3.6,24.10 –3 – 4.0,0938 – 7,49.10 –11 – 2.7,49.10 –11 – 7,61.10 –7 – 4.4,25.10 –5 = 0,306 M chấp nhận so với 0,3 M Bài 29 (Câu V đề thi chọn đội tuyển olympic quốc tế năm 2008) Để xác định số tạo phức (hay số bền) ion phức [Zn(CN)4]2-, người ta làm sau: Thêm 99,9 ml dung dịch KCN 1M vào 0,1 ml dung dịch ZnCl2 0,1 M để thu 100ml dung dịch ion phức [Zn(CN)4]2- (dung dịch A) Nhúng vào A hai điện cực: điện cực kẽm tinh khiết điện cực so sánh điện cực calomen bão hoà không đổi 0,247 V (điện cực calomen trường hợp cực dương) Nối hai điện cực với điện kế, đo hiệu điện chúng giá trị 1,6883 V Hãy xác định số tạo phức ion phức [Zn(CN)4]2- Biết oxi hoá - khử tiêu chuẩn cặp Zn2+/Zn -0,7628 V Hướng dẫn giải: Phản ứng tạo phức: Zn2+ + CN- [[Zn(CN)4]2-] 2+ -4 [[Zn(CN)4]2-] = β1,4 (1) [Zn ][CN ] Theo đề bài, dư CN- nên tạo phức xảy hoàn toàn [[Zn(CN)4]2-] = C Zn2+= 0,1 × 0,1= 10-4 M 100 [CN-] = 1- × 10-4 ≈ Để tính β cần xác định nồng độ [Zn2+] 0,0592 EZn = Eo + × lg [Zn2+] E(đo được) = 1,6883 = ECal – EZn = 0,247 – EZn EZn = 0,247 – 1,6883 = – 1,4413 V 0,0592 46 Chuyên  đề  Điện  hóa  học   × lg [Zn2+] = –1,4413 (V) EZn = – 0,7628 + [Zn2+] = 10-22,92 Thay vào (1) tính β1,4 = 1018,92 Bài 30 (ĐỀ THI CHỌN ĐTQT VIỆT NAM/2006) Dung dịch A tạo thành CoCl2 0,0100 M, NH3 0,3600 M H2O2 3,00.10−3 M Tính pH nồng độ ion Co2+ dung dịch A Viết sơ đồ pin tính sức điện động E pin hình thành ghép (qua cầu muối) điện cực Pt nhúng dung dịch A với điện cực Ag nhúng dung dịch K2CrO4 8,0.10−3 M có chứa kết tủa Ag2CrO4 Cho: pKa: NH4+ 9,24; HCrO4− 6,50; pKs (chỉ số tích số tan) Ag2CrO4: 11,89 Eo: Co3+/Co2+ 1,84V; H2O2/2OH− 0,94V; Ag+/Ag 0,799V ⎯⎯ → Log số tạo phức: Co3+ + 6NH3 ←⎯ ⎯ Co(NH3)63+ ; lgβ1 = 35,16 ⎯⎯ → Co(NH3)62+ ; lgβ2 = 4,39 Co2+ + 6NH3 ←⎯ ⎯ RT F ln = 0,0592 lg * Hướng dẫn giải 17: CoCl2 Co2+ + 2Cl– 0,0100 0,0100 Tạo phức ion coban với NH3 Co2+ + NH3 Co(NH3)62+ ; β2 = 104,39 0,0100 0,3600 0,3000 0,0100 2+ Oxi hoá Co(NH3)6 H2O2 × Co(NH3)62+ Co(NH3)63+ + e H2O2 + 2e 2OH− 2+ Co(NH3)6 + H2O2 Co(NH3)63+ + 2OH− ; K = 10 Tính chuẩn E2 cặp Co(NH3)63+/Co(NH3)62+ : Co(NH3)63+ Co3+ + NH3 ; β1–1 Co 3+ + e Co2+ + NH3 2+ Co Co(NH3)62+ ; K1 = 10 β2 β2 ; Co(NH3)6 + e Co(NH3)6 –1 o o K = K × β1 × β2 E2 = E1 + 0,0592 lg β1 E2 = 1,84 + 0,0592 (4,39 − 35,16) = 0,0184 (V) 3+ (0,94 – E2 )o 10 0,0592 2+ (0,94 – 0,0184) 10 0,0592 K= =K= = 1031 Co(NH3)62+ + H2O2 Co(NH3)63+ + 2OH− ; (0,94–E2)o 0,0592 E1o 0,0592 K = 10 K = 1031 E2o 0,0592 (1) 47 (1) Chuyên  đề  Điện  hóa  học   0,0100 0,0030 0,0040 0,0060 Thành phần giới hạn hệ: Co(NH3)62+ Co(NH3)63+ 0,0040 M 0,0060 M 0,0060 OH− 0,0060 M NH3 0,3000 M Tính pH dung dịch: Sự phân li phức chất dung dịch không lớn β lớn có NH3 dư Tính pH theo cân bằng: NH3 + H2 O NH4+ + OH− (2) -3 C 0,3000 6.10 [ ] (0,3000 - x) x (6.10-3 + x) x (0,0060 + x) = 10−4,76 x = 7,682.10−4 ; có dư NH3) [Co(NH3)62+] = 4.10-3 – 2,117.10-4 = 3,788.10-3 (M) -3 EPt = ECo(NH3)63+/ Co(NH3)62+ = 0,0184 + 0,0592 lg 6.10 -3 = 0,0320 (V) 3,788.10 Tính E điện cực Ag: Thế điện cực Ag cặp Ag2CrO4/2Ag định (hoặc Ag+/Ag) Ag2CrO4↓ + 2e o E Ag2CrO4 / Ag = E Ag + CrO4 / Ag Tính E4 : Ag Ag2CrO4↓ + 2e K4 = K3 Ks + CrO4 K = 10 E3o 0,0592 0, 0592 lg ⎡⎣CrO42− ⎤⎦ Ag2CrO4↓ ↔ 2× 2Ag 2– + 2Ag+ + 2e + ↔ 2Ag E4 = E3 + CrO42– ; Ks = 10-11,89 Ag + CrO4 ; 2– K3 = 10 ; K4 = 10 E3o 0,0592 (E3 = 0,799V) E4o 0,0592 0, 0592 lg Ks = 0,447 (V) 48 Chuyên  đề  Điện  hóa  học   Tính nồng độ CrO42–: CrO42– + H2 O HCrO4– + OH− ; Kb = 10-7,5 Co 8.10-3 C 8.10-3 - x x x x2 -7,5 = 10 x = 1,6.10-5 [...]... lập các phương trình liên hệ 1 Một số bài tập nâng cao về điện hóa học Bài 17 Cho giản đồ Latimer của đioxi (O2) trong môi trường axit: O2 0,695V H2O2 1,763V H 2O 26 Chuyên  đề Điện hóa học   trong đó O2, H2O2 và H2O là các dạng oxi hoá - khử chứa oxi ở mức oxi hoá giảm dần Các số 0,695V và 1,763V chỉ thế khử của các cặp oxi hoá - khử tạo thành bởi các dạng tương ứng: O2/H2O2; H2O2/H2O a Viết các. ..  đề Điện hóa học   catot 2x│ Fe3+ + e 3+ 2− 2 Ag + CrO 4 + 2Fe Epin = EPt - EAg = 0,780 – 0544 = 0,236 V Fe2+ Ag2CrO4↓ + 2 Fe2+ Bài 21 (OLYMPIC HÓA HỌC QUỐC TẾ LẦN THỨ 32) Kỹ thuật điện hóa học thường được dùng để xác định tính tan của các muối khó tan Do sức điện động là hàm bậc nhất theo logarit của nồng độ cho nên có thể xác định được các nồng độ dù rất nhỏ Bài tập này sử dụng một pin điện hóa. .. 2 Dạng bài tập kết hợp điện hóa học và phản ứng tạo hợp chất ít tan trong dung dịch - Sự tạo thành hợp chất ít tan có ảnh hưởng lớn đến thế điện cực của kim loại Bài 19 (KÌ THI HSG QUỐC GIA VIỆT NAM 2003/BẢNG A) Phản ứng giữa AgNO3 với KCl trong dung dịch tạo thành kết tủa AgCl và giải phóng năng lượng Ta có thể tạo ra một tế bào điện hoá (pin) sinh công điện nhờ phản ứng đó 28 Chuyên  đề Điện hóa. .. như KMnO4, NaOH, H2O2, nước Gia-ven,… mạ điện ( mạ Cu, Ni, Cr, Ag, Au,…) D BÀI TẬP ÁP DỤNG I Bài tập cơ bản Bài 1 Hãy thiết lập một pin gồm điện cực hiđro và điện cực kẽm ở điều kiện chuẩn Chỉ rõ chiều electron di chuyển, chiều dòng điện, điện cực âm và điện cực dương của pin, biết rằng phản ứng xảy ra trong pin là: Zn + 2H3O+ = Zn2+ + H2 + 2H2O * Hướng dẫn giải bài 1: Phản ứng ở cực âm là: Zn -2e = Zn2+... thì điện phân trước, thứ tự điện phân ở catot như sau: - Các cation kim loại đứng sau Al3+ trong dãy điện hoá điện phân trước (kể cả ion H+ của dung dịch axit) - Sau đó đến ion H+ của H2O điện phân 2H2O + 2e ⎯⎯ → H2 + 2OH 11 Chuyên  đề Điện hóa học   - Các cation Al3+ về trước trong dãy điện hoá không bị điện phân trong dung dịch Câu hỏi đặt ra ở đây là: Tại sao ion H+ của H2O lại điện phân sau các. .. dịch vàng) 24 Chuyên  đề Điện hóa học   Bằng phương pháp điện phân có thể đ/c PtCl62– hoà tan điện cực Pt Catot: quá trình khử Anot: quá trình oxi hoá cả trong pin và trong điện phân Electron đi từ cực (–) Khi điện phân đổi cực PtCl62– + 4e → Pt + 6Cl– 2Cl– -2e → Cl2 2Cl2 + Pt + 2Cl– → PtCl62– Pt chuyển từ điện cực phải sang trái → tạo 1 điện cực đen platin (điện cực platin mạ platin) Đ/c điện cực... cạnh tranh giữa các anion của chất điện ly và các anion OH- của H2O, nếu anot làm bằng vật liệu kim loại, còn có sự cạnh tranh của vật liệu làm anot Quá trình nào sẽ xảy ra ở các điện cực, trước hết phụ thuộc vào giá trị thế khử của các cặp oxi hóa- khử Ngoài ra còn một số yếu tố khác ảnh hưởng đến quá trình tạo ra sản phẩm điện phân như: vật liệu làm điện cực, bề mặt điện cực, mật độ dòng điện, thành...  ch∂y 2.3 Điện phân oxit nóng chảy 2M2On Æi÷n  ph©n   ⎯⎯⎯⎯⎯ ⎯ → 4M + nO2 n„ng  ch∂y Phương pháp này dùng để điều chế nhôm 2Al2O3 Æi÷n  ph©n   ⎯⎯⎯⎯⎯ ⎯ → 4Al +3O2 n„ng  ch∂y (Criolit) 3 - Điện phân dung dịch chất điện li trong nước Khi điện phân các chất trong dung dịch nước, các cation của chất điện ly và các cation H+ của H2O có sự cạnh tranh nhau để phóng điện ở catot ( điện cực âm), còn ở anot ( điện. .. tới hiệu suất điện phân, tới màu sắc của kim loại thoát ra ở điện cực, và đặc biệt trong mạ điện, thì ảnh hưởng tới độ bám dính của kim loại lên bề mặt vật mạ 7 – Ứng dụng của sự điện phân Sự điện phân có nhiều ứng dụng trong công nghiệp như luyện kim ( điều chế và tinh luyện các kim loại kiềm, kiềm thổ, Mg, Al, Cu, Ag, Au, …); điều chế các phi kim như H2, O2, 14 Chuyên  đề Điện hóa học   F2, Cl2…;... p(O2 ) ] 4 pH = 9,00 → [H+] = 10-9M và [OH-] = 10-5M II TUYỂN TẬP BÀI TẬP ĐIỆN HÓA NÂNG CAO Nguyên tắc chung trong tính toán cân bằng: - Mô tả trạng thái ban đầu của dung dịch - Xét các tương tác hoá học → Xác định thành phần giới hạn (TPGH) - Mô tả các cân bằng (tính toán các hằng số cân bằng nếu cần) So sánh các hằng số cân bằng để rút ra cân bằng chủ yếu (bỏ qua các cân bằng không đáng kể so với cân

Ngày đăng: 06/06/2016, 09:15

Từ khóa liên quan

Tài liệu cùng người dùng

  • Đang cập nhật ...

Tài liệu liên quan