_______________________________________________________________________________________________
Số oxi hóa hay trạng thái oxi hóa của một nguyên tử trong
hợp chất cộng hóa trị là điện tích mà nguyên tử đó có được
khi các đôi electron góp chung được chuyển hết cho nguyên tử có
độ âm điện lớn hơn. Ví dụ: Công
thức Lewis của HCl là H-Cl, độ âm điện của Cl là 2,8 lớn hơn
độ âm điện của H là 2,2, do đó khi đôi elextron góp chung
chuyển hết cho Cl thì Cl có 8 electron hóa trị, dư 1 electron so với
ban đầu nên Cl có điện tích -1 và do đó có số oxi hóa -1. Ðối
với H sẽ ít hơn 1 electron so với ban đầu nên sẽ có số oxi hóa
+1.
Ðối với hợp chất cộng hóa trị có công thức phức tạp
ta có thể dễ dàng xác định số oxi hóa của các nguyên tử nhờ
các quy tắc sau đây:
- Tổng số oxi hóa của các nguyên tử trong phân tử trung hòa
bằng 0, trong ion bằng điện tích của ion.
- Trong hợp chất: Các nguyên tố nhóm IA có số oxi hóa +1, các
nguyên tố nhóm IIA có số oxi hóa +2, Bo và Nhôm có số oxi hóa +3,
Fluor có số oxi hóa -1.
- Trong hợp chất H có số oxi hóa +1 (trừ trường hợp các
Hidrua kim loại trong đó H có số oxi hóa -1).
- Trong hợp chất số oxi hóa của O là -2.
Ví dụ 6.1. Tính số oxi hóa của mỗi nguyên tử trong HClO4
Theo các nguyên tắc trên ta có: Số oxi hóa của H là +1, của
O là -2. Gọi x là số oxi hóa của Cl, dựa theo nguyên tắc tổng
số oxi hóa trong phân tử trung hòa bằng 0 ta tìm được
x = +7.
- Với các ion đơn nguyên tử số oxi hóa chính bằng điện tích
của ion.
- Nếu hợp chất hóa học chứa nhiều hơn một nguyên tố không
tuân theo quy tắc thì phải dùng công thức Lewis để tính.
Do số oxi hóa là một đại lượng quy ước, không phải là
điện tích thật sự của nguyên tử trong hợp chất hóa học nên
không thể đo được số oxi hóa bằng thực nghiệm.
- Các nguyên tố hóa học có thể có nhiều trạng thái oxi hóa
khác nhau hay nhiều số oxi hóa khác nhau nhưng không nguyên tố nào
có số oxi hoá lớn hơn +8.Ngoại trừ Cu, Au và khí hiếm không nguyên
tố nào có số oxi hóa lớn hơn số thứ tự nhóm.
Số oxi hóa giúp chúng ta nhớ được tính chất hóa học
của các nguyên tố và tính chất hóa học của các hợp chất
của chúng dễ dàng.
Ví dụ 6.2. Số oxi hóa càng cao tính axít càng mạnh. chứa S có số oxi hóa +6,
Trong hợp chất của kim loại số oxi hóa của kim loại càng
lớn thì hợp chất có tính cộng hóa trị càng nhiều.
là chất lỏng như dầu , màu vàng, không dẫn điện, là hợp
chất cộng hóa trị. Trái lại
là các tính thể rắn, nhiệt độ nóng chảy cao, là hợp chất
ion.
Dựa trên số oxi hóa người ta có thể chia phản ứng hóa
học ra làm 2 loại: phản ứng không xảy ra sự thay đổi số oxi hóa
và phản ứng có xảy ra sự thay đổi số oxi hóa của các nguyên
tố.
Phản ứng oxi hóa khử là phản ứng có xảy ra sự thay đổi
số oxi hóa của các nguyên tố. Nguyên nhân là do có sự cho nhận
electron giữa các nguyên tử của các nguyên tố đó.
Ví dụ 6.3. Xét phản ứng xảy ra khi nhúng thanh kẽm vào dung
dịch đồng sunfat:
Zn + CuSO4 ->
ZnSO4 + Cu
Phương trình ion: Zn + Cu2+
->
Zn2+ + Cu
Ở đây xảy ra hai quá trình:
- Quá trình nhường electron của Zn để trở thành Zn2+: Quá
trình này gọi là quá trình oxi hóa. Zn là chất nhường electron
được gọi là chất khử, Zn2+ gọi là chất oxi hóa liên hợp
của Zn. ( Zn - 2e
-> Zn2+).
- Quá trình nhận electron của Cu2+ để trở thành Cu: Quá trình này được gọi là quá trình khử . Cu2+ là chất nhận electron được gọi là chất oxi hóa, Cu gọi là chất khử liên hợp của
- Một phản ứng oxi hóa khử
nhất thiết phải có sự tham gia của chất khử và chất oxi
hóa hay nói cách khác phải bao gồm 2 quá trình: Quá trình khử và
quá trình oxi hóa.
Tổng quát một phản ứng oxi hóa khử có thể trình bày dưới
dạng:
Ox1/Kh1,Ox2/Kh2 gọi là các cặp oxi hóa khử liên hợp.
Dạng khử của chất này phản ứng với dạng oxi hóa của chất kia và phản ứng xảy ra theo chiều thuận hay nghịch tùy thuộc vào bản chất của các cặp oxi hóa khử liên hợp cũng như điều kiện thực nghiệm.
3.
Cân bằng phản ứng oxi hóa khử
Có nhiều phương pháp khác nhau để cân bằng phản ứng oxi
hóa khử. Hai phương pháp quan trọng nhất trong số đó là: Phương
pháp thay đổi số oxi hóa và phương pháp bán phản ứng. Tuy nhiên
chúng đã được trình bày chi tiết trong các giáo trình ở bậc
phổ thông trung học, nên không nhất thiết phải được nhắc
lại.
Ðiện cực là một hệ thống gồm một chất dẫn điện
tiếp xúc với hỗn hợp các chất ở dạng oxi hóa và dạng khử
Một dạng điện cực tiêu biểu thường gặp là kim loại nhúng
trong dung dịch muối của nó. Một điện cực như thế này còn
gọi là một bán pin.
Ðể tìm hiểu cách điện cực làm việc ta xét điện cực có
cấu tạo gồm một thanh kẽm nhúng trong dung dịch muối kẽm có
nồng độ Zn2+ là 1M.
Khi thanh kẽm được dìm vào dung dịch một số nguyên tử
sẽ tách khỏi kim loại đi vào dung dịch dưới dạng ion, các
electron hóa trị vẫn còn ở lại trong kim loại, làm thanh kim loại
tích điện âm. Quá trình này có thể biểu diễn:
Zn ->
Zn2+( dd) +2e(kl)
Ðiện tích âm của thanh
kim loại sẽ hút ngược trở lại các ion Zn2+ trong dung dịch và
khử chúng ngược trở lại thành kim loại:
Zn2+(dd) +2e ->
Zn
Quá trình thuận nghịch này nhanh chóng đạt đến cân bằng:
Zn2+(dd) +2e
Zn
Khi
đạt cân bằng thanh kẽm sẽ tích điện âm do có dư một số
electron, dung dịch sẽ tích điện dương do có dư một số ion Zn2+
so với ban đầu. Sự khác biệt về diện tích giữa thanh kẽm và
dung dịch phụ thuộc vào:
- Khả năng oxi hóa của kim loại
- Khả năng bị khử thành kim loại của ion kim loại
- Nồng độ của ion kim loại trong dung dịch.
Kim loại càng hoạt động càng dễ tạo thành ion và do đó
điện tích âm tạo ra càng lớn. Kẽm là kim loại hoạt động
mạnh hơn đồng nên điện tích âm tạo ra trên thanh kẽm khi nhúng
trong dung dịch muối kẽm sẽ lớn hơn điện tích âm tạo ra trên
thanh đồng khi nhúng trong dung dịch muối đồng có cùng nồng độ.
Sự khác biệt về điện tích giữa thanh kim loại và dung
dịch cũng sẽ thay đổi theo nồng độ của ion kim loại trong dung
dịch. Từ cân bằng trên ta thấy khi nồng độ Zn2+ trong dung dịch
tăng thì electron hóa trị tự do trong thanh kim loại sẽ giãm, do đó
điện tích chênh lệch sẽ giãm và ngược lại. Ðiện cực kẽm là
chất rắn, nồng độ của nó không đổi, nên độ lớn của điện
cực không ảnh hưởng đến độ lớn của điện tích.
Khi một thanh kim loại được nhúng vào dung dịch chứa ion
của nó với nồng độ 1M thì electron sẽ tích tụ trên thanh kim
loại một cách tự nhiên do có một số ion kim loại tan vào dung
dịch.Muốn kéo các electron này vào dung dịch cần phải tiêu tốn
một năng lượng. Năng lượng tiêu tốn này thay đổi theo độ khác
biệt về điện tích giữa kim loại và dung dịch. Ðộ khác biệt
này gọi là thế điện cực của điện cực. Thế điện cực càng
lớn, năng lượng cần thiết để kéo electron từ kim loại vào
dung dịch càng lớn.
Ðơn vị dùng để đo sự khác biệt thế điện là Volt. Ðể
kéo được 1 coulomb từ một nơi có thế thấp đến một nơi có
thế cao hơn 1 volt thì năng lượng cần là 1 joule. ( 1 coulomb = điện
tích của 1 /96485mol electron).
1J = 1C x
1V
Thế chênh lệch càng lớn công đòi hỏi để kéo electron càng
lớn.
Không có một phương pháp nào cho phép đo được sự khác
biệt về thế điện giữa kim loại và dung dịch chứa ion của kim
loại mà chỉ có thể đo được sự khác biệt thế điện cực
giữa hai điện cực. Do đó nếu ta đo được sự khác biệt về
thế điện cực giữa một điện cực chưa biết và một điện
cực chuẩn có giá trị thế điện cực được chọn bằng 0 thì
giá trị khác biệt đo được chính là giá trị thế điện cực
của điện cực chưa biết.
Ðiện cực được sử dụng làm điện cực chuẩn có giá
trị thế điện cực bằng 0 là điện cực Hidro tiêu chuẩn. Giá
trị thế điện cực của tất cả các điện cực khác được trình
bày chính là giá trị đo với điện cực hidro tiêu chuẩn.
Ðiện cực hidro tiêu chuẩn là điện cực khí. Ðiện cực
khí là một bán pin với chất khí vừa đóng vai trò chất oxi hóa
vừa đóng vai trò chất khử. Khí được bơm vào xung quanh một
chất dẩn điện trơ chỉ làm nhiệm vụ chuyển electron mà không
tham gia vào phản ứng điện cực. Dối với điện cực hidro, khí
H2 được bơm vào xung quanh một dây Platin có bề mặt rất mịn dìm
trong dung dịch chứa ion H+. Một số phân tử H2 sẽ chuyển electron
cho Platin và trở thành ion H+. Ngược lại một số ion H+ sẽ nhận
electron từ Platin và bị khử thành H2. Do đó sẽ phát sinh một độ
khác biệt về thế điện giữa điện cực và dung dịch như đã
trình bày đối với điện cực kẽm. Platin đóng vai trò một
chất dẫn trơ và xúc tác giúp cho quá trình nhanh chóng đạt đến
cân bằng.
2H+ +
2e
H2
Thế điện cực của các điện cực khí phụ thuộc vào áp suất khí. Ðiện cực hidro tiêu chuẩn là điện cực được thiết lập ở điều kiện áp suất khí là 1 atm, nồng độ ion H+ trong dung dịch là 1M ở . Giá trị thế điện cực của điện cực hidro chuẩn bằng 0.
Ðể đo thế của một điện cực kim loại so với điện
cực hidro tiêu chuẩn ta cần thiết lập một pin điện gồm một bán
pin là kim loại nhúng trong dung dịch muối của nó với nồng độ
của ion kim loại là 1M và bán pin còn lại là điện cực hidro tiêu
chuẩn. Hai bán pin được nối với nhau bởi một cầu muối chứa
chất điện ly đậm đặc là KCl. Cầu muối cho ion K+ và Cl- di
chuyển trong pin để bảo đảm mạch kín nhưng ngăn cản không cho
hai dung dịch trộn lẫn nhau. Thanh kim loại và Platin được nối
với nhau thông qua một Volt kế, giá trị đọc được thực chất
chính là sức điện động của pin, là thế điện cực tiêu
chuẩn của điện cực kim loại.
Trước khi đóng mạch chúng ta có các
bán phản ứng sau đây ở trạng thái cân bằng:
2H+ + 2e
H2
Zn2+ + 2e
Zn
Do kẽm có khả năng ion hoá mạnh hơn hidro nên thanh kẽm có
mật độ electron cao hơn thanh platin, nên khi đóng mạch electron sẽ
di chuyển từ điện cực kẽm đến điện cực hidro. Lúc này mật
độ electron tại điện cực hidro tăng nên cân bằng sẽ dịch
chuyển sang phải, nghĩa là sẽ có H+ bị khử thành H2. Cùng lúc này
tại điện cực kẽm mật độ electron giảm nên cân bằng sẽ
dịch chuyển sẽ dịch chuyển sang trái, nghĩa là kẽm sẽ tiếp
tục bị oxy hoá thành Zn2+tan vào trong dung dịch.
Hình 6.2. Sơ đồ cách đo thế điện cực của điện cực kẽm
Phản ứng xảy ra khi pin làm việc là:
Zn
->
Zn2+ + 2e
2H+ + 2e
->
H2
Zn + 2H +
->
Zn2+ + H2
Khi nhúng thanh kẽm vào dung dịch HCl phản ứng cũng xảy ra tương
tự nhưng electron sẽ được
chuyển trực tiếp từ kẽm đến H+ . Trái lại trong pin phản ứng
xảy ra mà không cần sự tiếp xúc giữa các chất, electron
được chuyển từ kẽm đến H+
thông qua dây dẫn và do đó chúng ta có thể sử dụng dòng
điện tạo ra .
Giá trị sức điện động của pin đo được là 0,76V. Do
thế điện cực của điện cực hidro bằng 0 nên đó cũng chính là
thế của điện cực kẽm cần cho quá trình oxy hóa kẽm kim loại
thành ion. Ðối với quá trình ngược lại, khử ion Zn2+ thành Zn cũng
cần một thế có giá trị tương ứng nhưng khác dấu là - 0,76 V.
Khi nhúng thanh đồng vào dung dịch muối đồng với nồng độ
Cu2+ 1M và ghép với điện cực hidro tiêu chuẩn thông qua một cầu
muối chúng ta thấy, do khả năng ion hoá của hidro mạnh hơn của
đồng, nên mật độ electron trên thanh platin sẽ lớn hơn thanh đồng,
electron sẽ di chuyển từ diện cực hidro đến điện cực đồng.
Sức điện động của pin đo được là 0,337V. Do ion Cu2+ bị
khử dễ hơn H+ nên thế điện cực của điện cực đồng sẽ có
dấu dương và bằng +0,337V
Hội nghị quốc tế đã đồng ý giá trị thế điện cực
viết cho quá trình khử. Thế khử tiêu chuẩn E0 là giá trị thế
đo được khi ghép với điện cực hidro
tiêu chuẩn ở với
nồng độ của các ion trong dung dịch là 1M và áp suất khí là
1atm. Tất cả các kim loại có mật độ electron cao hơn điện cực
hidro thì thế khử tiêu chuẩn đều có giá trị âm. Các kim loại
có mật độ electron thấp hơn điện cực hidro đều có giá trị
điện cực dương.
Thế khử của điện cực càng âm nghĩa là quá trình khử càng
khó xảy ra, hay nói cách khác nếu thế khử tiêu chuẩn càng âm thì
quá trình oxy hóa càng dễ xảy ra.
Tất cả các thiết bị có thể tạo ra được dòng điện
từ phản ứng oxi hóa khử đều gọi là pin điện. Sơ đồ biểu
diễn Pin tạo bởi điện cực kẽm và điện cực hidro có dạng:
Zn/ Zn2+(1M)// H+(1M)/H2(1atm)/Pt.
Ý nghĩa sơ đồ như sau: Kẽm kim loại tiếp xúc với dung
dịch có nồng độ . Dung
dịch này - thông qua một cầu muối ký hiệu //- được nối với
dung dịch H+ nồng độ 1M trong điện cực hidro với áp suất H2 là
1atm. Dấu / biểu diễn sự tiếp xúc giữa hai pha. Hai chất ở hai
pha giống nhau tiếp xúc nhau sẽ cách nhau bởi dấu;. Anot bao giờ cũng
được viết bên trái sơ đồ. Cầu muối được thiết lập trong
sơ đồ nhằm tạo đường dẫn cho dòng điện trong dung dịch
giữa hai điện cực. Lượng dư
tạo ra trong dung dịch, lượng dư của anion trong dung dịch
ở điện cực hidro phải được trung hoà bởi các ion của muối.
Không có cầu muối không thể xuất hiện dòng điện ở mạch ngoài
và phản ứng trong pin không thể xảy ra.
Vị trí của các kim loại trong dãy kim loại hoạt động có
thể được xác định dựa trên thế khử tiêu chuẩn. Khi thế điện
cực của các kim loại được sắp theo thứ tự từ nhỏ đến
lớn ta được thứ tự của dãy kim loại hoạt động. Bảng 6.1 trình
bày thế khử tiêu chuẩn của một số kim loại và không kim
loại.
Dãy kim loại hoạt động có liên hệ tính chất hoá học
của các nguyên tố. Một số liên
hệ quan trọng cần nhớ là:
- Các kim loại có thế âm lớn ở đầu bảng là các chất
khử mạnh ở dạng đơn chất.
- Các nguyên tố có thế khử dương lớn ở cuối bảng là các
chất oxi hoá mạnh ở dạng oxi hoá
- Dạng khử của bất kỳ nguyên tố nào ở bên trên sẽ
khử được dạng oxi hoá của bất kỳ nguyên tố nào bên dưới.
Ví dụ 6.4 Kẽm kim loại khử được Cu2+ theo phương trình:
Zn +
Cu2+ ->
Zn2+
+ Cu
7.
Cách tính sức điện động của pin
|
Phản ứng xảy ra trong pin tạo thành do ghép điện cực kẽm
với điện cực đồng có được bằng cách tổ hợp hai bán phản
ứng của hai bán pin. Còn sức điện động của pin được tính
bằng cách cộng thế khử tiêu chuẩn của điện cực đồng với
thế khử tiêu chuẩn của điện cực kẽm với sự thay đổi dấu
cho phù hợp với bán phản ứng đã xảy ra tại điện cực.
Bảng 6.1. Giá trị thế khử tiêu chuẩn
Ví dụ 6.5. Thế khử tiêu chuẩn của bán phản ứng
là -0,76V, do đó
bán phản ứng sẽ có thế
là +0,76V, nên sức điện động của pin là (+0,76)+(0,34)=1,1V. Giá
trị dương thu được của sức điện động cho biết phản ứng
xảy ra trong pin là tự nhiên. Nếu giá trị thu được âm thì
chiều ngược lại là chiều tự nhiên của phản ứng
Giá trị thế khử tiêu chuẩn ở bảng 6.1 là giá trị đo
ở điều kiện tiêu chuẩn: Nồng độ ion trong dung dịch là 1M, áp
suất khí là 1atm, nhiệt độ là .
Nếu điều kiện thay đổi thế sẽ thay đổi và có thể dẫn đến
sự thay đổi thứ tự. Ví dụ: giá trị thế của điện cực
hidro ở hai nồng độ khác nhau như sau:
2H+ ( 1M) +2e
H2
(1atm) E0
= 0,00V
2H+ ( 10-7M) +2e
H2
(1atm) E0
= - 0,41V
Các giá trị bảng 6.1 chỉ đúng cho các dung dung dịch với
dung môi là nước. Nếu dung môi không phải là nước thì giá trị
và thứ tự trên có thể bị thay đổi do mỗi loại dung môi có năng
lượng solvat hoá khác nhau.
Ngoài phản ứng các nguyên tố ( đơn chất) còn có thể
xảy ra các phản ứng oxi hoá khử khác
trong pin. Bảng 6.2 trình bày thế khử tiêu chuẩn của một số điện
cực với chất dẫn trơ là cacbon. Thế khử tiêu chuẩn của điện
cực nghĩa là thế khử tiêu
chuẩn của điện cực có cấu tạo gồm một sợi platin nhúng vào
dung dịch có nồng độ
1M. Tương tự thế khử tiêu chuẩn của điện cực
là thế khử tiêu chuẩn của điện cực có cấu tạo gồm một
sợi platin nhúng trong dung dịch chứa
đều có nồng độ 1M. Sức điện động của pin thu được khi ghép
hai điện cực trên là 0,62V khi các điện cực đều ở trạng thái
tiêu chuẩn. Ðiều này có nghĩa là phản ứng trong pin xảy ra tự
nhiên theo chiều từ trái sang phải và cũng có nghĩa rằng khi
trộn dung dịch
Bảng
6.2. Thế khử tiêu chuẩn của một số điện cực chọn lọc khác
Ðiện
cực |
Phản
ứng điện cực |
Thế
khử EoV |
Fe,Fe(OH)2,OH- |
Fe(OH)2
+ 2e
Fe + 2OH-
|
-
0,877 |
Pb,PbSO4,SO42- |
PbSO4
+ 2e
Pb + SO42+
|
-
0,356 |
Pt,Sn4+,Sn2+ |
Sn4+
+ 2e
Sn2+ |
+
0,15 |
Ag,AgCl,Cl-
|
AgCl
+
e
Ag + Cl- |
+
0,222 |
Hg,Hg2Cl2,Cl- |
Hg2Cl2
+ 2e
2Hg + 2Cl- |
+
0,27 |
Pt,Fe3+
, Fe2+ |
Fe3+
+
e
Fe2+
|
+
0,771 |
NiO2,Ni(OH)2,OH- |
NiO2
+ 2H2O +
2e
Ni(OH)2 + 2OH- |
+
0,49 |
Pt,Cr2O72-,H+,Cr3+ |
Cr2O72-
+ 14H++ 6e
2Cr3+ + 7H2O |
+
1,33 |
Pt,MnO4-,
H+Mn2+ |
MnO4-
+ 8H+
+ 5e
Mn2+ + 4H2O |
+
1,51 |
PbO2,PbSO4,H2SO4 |
PbO2
+SO42- +4H++2e
PbSO4+ 2H2O |
+
1,685 |
Khi nồng độ ion trong dung dịch thay đổi hoặt áp suất khí
thay đổi thì giá trị thế điện cực sẽ thay đổi. Chúng ta có
thể dùng phương trình Nernst để tính giá trị thế điện cực
trong điều kiện không phải tiêu chuẩn. Phương trình Nernst dùng
để tính thế điện cực của một điện cực hay bán pin ở
có dạng:
E: giá trị thế điện cực ở điều kiện khác tiêu chuẩn.
E0: giá trị thế điện cực tiêu chuẩn.
n: số mol electron hiện diện trong bán phản ứng.
Q: tỉ số phản ứng, có biểu thức giống như biểu thức
của hằng số cân bằng nhưng nồng độ không phải là nồng độ
cân bằng mà là nồng độ thực tế của các ion hoặc áp suất
thực tế của các chất khí
Ví dụ 6.5.
Nếu ở
Chúng ta đã biết thế khử tiêu chuẩn của điện cực hidro
là 0,00V, nếu nồng độ H+ là là
1atm thì:
2H+( 10-7 M)
+2e
H2
( 1atm )
10.
Liên hệ giữa biến đổi năng lượng tự do với sức điện
động và hằng số cân bằng |
Các phép đo điện hóa rất có ích cho các nhà hóa học nói riêng và các nhà khoa học nói chung, vì từ các số liệu thu thập được có thể dùng để tính các đại lượng nhiệt động, hằng số chó các biến đổi hóa học. Ðộ biến đổi năng lượng tự do tiêu chuẩn của một phản ứng điện hóa liên hệ với sức điện động tiêu chuẩn và hằng số cân bằng bởi phương trình:
n: số electron trao đổi trong phản ứng
Tổ hợp hai phương trình ta có:
Ở thay đổi giá
trị của R và T ta có:
Từ
đây cho thấy biến đổi năng lượng tự do tiêu chuẩn và hằng
số cân bằng của một phản ứng có thể xác định theo thế
khử tiêu chuẩn của hai bán phản ứng đã tổ hợp thành phản
ứng điện hóa.
Ở điều kiện không phải tiêu chuẩn giá trị phụ thuộc sức điện động E theo phương trình:
Ví dụ 6.6a Tính biến đổi năng lượng tự do cho phản ứng sau ở 25oC.
Sức điện động tiêu chuẩn là 0,27V, do đó:
Giá trị âm của cho
biết phản ứng xảy ra tự nhiên theo chiều qua phải. Giá trị dương
của Eo sẽ tương ứng với giá trị âm của
, do đó giá trị dương của Eo cũng nói lên được chiều qua
phải là chiều tự nhiên của phản ứng .
Ví dụ 6.6b Tính hằng
số cân bằng của phản ứng sau ở 25oC
Cd +
Pb2+
Cd2+
+ Pb
=>
K = 109,13 = 1,3.109
Ðiều này nói lên rằng ở điều kiện cân bằng nồng độ gấp hơn một tỷ lần nồng độ
Ví dụ 6.7. Tính biến đổi năng lượng tự do và hằng số
cân bằng của phản ứng sau ở
25oC
Zn +
Cu2+ (0,20M )
Zn2+ (0,0050M
) + Cu
Ở điều kiện tiêu chuẩn:
Hoặc
có thể tính:
E = E Zn / Zn2+ + E Cu2+/Cu = 0,83 + 0,32 = 1,15V
Giá trị âm của cho
thấy chiều sang phải là chiều tự nhiên của phản ứng .
Giá trị K ở 25oC phải được tính từ giá trị Eo: