›
›

Bài giảng Hóa học đại cương - Chương 10: Điện hóa học

pdf 80 trang cucquyet12 4940
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Hóa học đại cương - Chương 10: Điện hóa học", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pdfbai_giang_hoa_hoc_dai_cuong_chuong_10_dien_hoa_hoc.pdf

Nội dung text: Bài giảng Hóa học đại cương - Chương 10: Điện hóa học

  1. LOGO PowerPoint Template Add your company slogan www.themegallery.com Quach An Binh
  2. Chương 10: Điện hóa học 10.1 Khái niệm về phản ứng oxy hóa khử 10.2 Cân bằng ptrình pứng oxy hóa khử 10.3 Poxhk và dđiện. Ntố Ganvanic và đcực 10.4 Sức điện động của nguyên tố Ganvanic 10.5 Thế điện cực Enter Quach An Binh
  3. Chương 10: Điện hóa học 10.6 Thế đcực và chiều của các pư-oxhk 10.7 Sự điện phân 10.8 Sự điện phân dd chất đly trong nước 10.9 Các định luật điện phân 10.10 Các nguồn điện hóa học Back Quach An Binh
  4. 10.1 Khái niệm về phản ứng oxy hóa khử . Phản ứng oxhk là phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxy hóa của nguyên tố tham gia vào thành phần phân tử của các chất trong phản ứng . Ví dụ: Zn + CuSO4 = Zn SO4 + Cu Xem ví dụ minh họa Enter Back Quach An Binh
  5. 10.1 Khái niệm về phản ứng oxy hóa khử Enter Back Quach An Binh
  6. 10.1 Khái niệm về phản ứng oxy hóa khử . Như vậy trong mỗi phản ứng oxy hóa khử luôn xảy ra hai quá trình đồng thời: - Quá trình oxy hóa là qtrình nhận e gọi là sự khử, chất oxy hóa là chất chứa nguyên tố nhận e. - Quá trình khử là qtrình cho e gọi là sự oxy hóa, chất khử là chất chứa nguyên tố nhường e. Xem ví dụ minh họa Enter Back Quach An Binh
  7. 10.1 Khái niệm về phản ứng oxy hóa khử Số oxy hóa Sự khử Sự oxy (số oxy hóa (số hóa oxy hóa giảm) tăng) Enter Back Quach An Binh
  8. Một số thuật ngữ thông dụng • Sự oxy hóa – nhường electron tăng số oxy hóa • Sự khử – nhận electron giảm số oxy hóa • Chất oxy hóa – nhận electron • Chất khử – nhường electron • Cặp oxi hóa - khử liên hợp Enter Back Quach An Binh
  9. Một số thuật ngữ thông dụng Enter Back Quach An Binh
  10. Ví dụ Back Quach An Binh
  11. 10.2 Cân bằng phương trình phản ứng oxy hóa khử . Một pư oxhk luôn có 2 quá trình cùng xảy ra là qt oxh và qt khử. . Có 2 pp cân bằng pư oxh khử là cân bằng electron và cân bằng ion- electron. Ví dụ 1 Ví dụ 2 Back Quach An Binh
  12. Ví dụ 1 MnO2 + KClO3 + KOH → KMnO4 + KCl + H2O . Các quá trình oxy hóa xảy ra gồm: 2(6) Mn+4 - 3e = Mn+7 1(3) Cl+5 + 6e = Cl- Thay các hệ số trên vào phản ứng ta có: 2MnO2 + KClO3 + 2KOH → 2KMnO4 + KCl + H2O Back Quach An Binh
  13. Ví dụ 2 K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 + H20 . Hai nửa pứng đối với chất oxy hóa và chất khử 2 Cr+6 + 3e = Cr+3 -1 0 3 2Cl - 2e = Cl 2 Thay các hệ số trên vào phản ứng ta có: K2Cr2O7 + 14HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 +7H20 Back Quach An Binh
  14. 10.3 Pứng oxhk và dòng điện. Nguyên tố Ganvanic và điện cực . Hóa năng của pư oxhk có thể chuyển thành nhiệt năng hay điện năng tùy vào phương pháp tiến hành phản ứng. . Xét ví dụ cụ thể dựa trên phản ứng oxy hóa khử sau đây: Zn + CuSO4 = Zn SO4 + Cu Enter Back Quach An Binh
  15. Q= -51,82 kcal Click xem Ví dụ Back Quach An Binh
  16. Enter Back Quach An Binh
  17. Ví dụ Enter Back Quach An Binh
  18. Ví dụ Enter Back Quach An Binh
  19. Enter Back Quach An Binh
  20. Xem violip Enter Back Quach An Binh
  21. Nguyên tố Ganvanic . Để đơn giản và thuận tiện trong biểu diễn người ta ký hiệu nguyên tố Ganvanic đồng-kẽm như sau: (-) Zn/ZnSO4 // CuSO4 /Cu(+) hay (-) Zn/Zn2+ // Cu2+ /Cu(+) Enter Back Quach An Binh
  22. Nguyên tố Ganvanic . Anot là điện cực ở đó xảy ra quá trình oxi hóa Zn (r ) - 2e Zn2+ . Catot là điện cực ở đó xảy ra quá trình khử Cu2+ + 2e Cu Enter Back Quach An Binh
  23. Nguyên tố Ganvanic . Cách biểu diễn nguyên tố Ganvani Dùng ký hiệu | để chỉ sự phân cách giữa hai pha; các chất trong cùng một pha dùng dấu phẩy (,); dùng | | để chỉ cầu muối ; anot được viết bên trái, catot được viết bên phải. (-) Zn/ZnSO4 // CuSO4 /Cu(+) Back Quach An Binh
  24. 10.4 Sức điện động của nguyên tố Ganvanic Nguyên tố ganvanic Thế hiệu cực đại = E (sức điện động) Điện cực 1 Chất dẫn điện Điện cực 2 Enter Back Quach An Binh
  25. 10.4 Sức điện động của nguyên tố Ganvanic . Giả sử xét nguyên tố ganvanic hoạt động thuận nghịch dựa trên phản ứng oxhk tổng quát: aA + bB = cC + dD . Ta có biểu thức: C c.C d ΔG = ΔG0 + RTln C D a b CA .CB c d Hay –nFE = -RTlnK + RTln CC .CD a b CA .CB Enter Back Quach An Binh
  26. 10.4 Sức điện động của nguyên tố Ganvanic . Từ đây: RT C c.C d E= x lnK- RT x ln C D nF a b nF CA .CB Khi CA = CB = CC= CD = 1 đơn vị thì RT E0 = lnK và ΔG0 = -nFE0 nF C c.C d Cuối cùng: E = E0 - RT x ln C D a b nF CA .CB Enter Back Quach An Binh
  27. 10.4 Sức điện động của nguyên tố Ganvanic . Ví dụ: Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu . Sức điện động của nguyên tố ganvanic đồng- kẽm là: C +2.C E = E0 - RT x ln Zn Cu C +2.CZn 2F Cu Vì CCu và CZn là những đại lượng không đổi nên: C +2 E = E0 - RT x ln Zn 2F +2 CCu Back Quach An Binh
  28. 10.5 Thế Điện cực . Mỗi hệ thống điện cực có đại lượng thế hiệu đặc trưng gọi là thế hiệu điện cực. . Những đại lượng thế hiệu điện cực đặc trưng cho thế hiệu của các điện cực. . Đại lượng này được xác định trên việc so sánh với thế điện cực của điện cực hydrô tiêu chuẩn. Enter Back Quach An Binh
  29. 10.5 Thế Điện cực Thế Điện cực chuẩn Như đã nói thế điện cực tiêu chuẩn của một cặp oxy hoá - khử là sức điện động của một pin tạo bởi điện cực chuẩn của cặp oxy hoá - khử đó với điện cực hidro chuẩn. Enter Back Quach An Binh
  30. 10.5 Thế Điện cực Thế Điện cực chuẩn Enter Back Quach An Binh
  31. 10.5 Thế Điện cực Thế Điện cực chuẩn . Thế điện cực hydro tiêu chuẩn được biểu thị: + Pt(r)| H2 (k, 1atm)| H (1M) khi là anot + H (1M) | H2 (k, 1atm)| Pt(r) khi là catot 0 E 2H+/H2= 0 Enter Back Quach An Binh
  32. 10.5 Thế Điện cực Thế Điện cực chuẩn . Hiện nay người ta thường dùng điện cực calomen làm điện cực so sánh thay cho điện cực hydrô. Điện cực này chế tạo từ kim loại thủy ngân trộn calomen Hg2Cl2 trong dung dịch KCl. - 1/2Hg2Cl2(r) + 1e ↔ Hg(l) + Cl (dd) . So với điện cực tiêu chuẩn của hydrô thế điện cực chuẩn của điện cực calomen bằng +0.268V Enter Back Quach An Binh
  33. 10.5 Thế Điện cực . Thế điện cực của một điện cực là đại lượng bằng thế hiệu của nó so với điện cực hydro tiêu chuẩn ký hiệu là φ. . Thế điện cực được áp dụng các biểu thức ΔG = -nFφ ΔG0 = -nFφ0 Trong đó: φ0: thế điện cực tiêu chuẩn n: số electron trao đổi trong quá trình điện cực Enter Back Quach An Binh
  34. 10.5 Thế Điện cực . Ví dụ: xét nguyên tố ganvanic đồng-kẽm. (-) Zn/Zn+2 // Cu2+/Cu (+) Biến thiến thế đẳng áp: ΔGCu/Zn = ΔGc - ΔGđ = ΔGCu - ΔGZn Hay -2FECu/Zn = -2FφCu - 2FφZn = -2F(φCu - φZn ) Từ đây : ECu/Zn = φCu - φZn Tổng quát: 0 0 0 E = φ+ - φ- và E = φ+ - φ- Enter Back Quach An Binh
  35. 10.5 Thế Điện cực . Ta có sức điện động của nguyên tố ganvanic đồng-kẽm +2 0 RT CZn ECu/Zn = E Cu/Zn - x ln +2 2F CCu +2 0 0 RT CZn ECu/Zn = φ Cu - φ Zn- x ln +2 2F CCu 0 RT +2 0 RT +2 ECu/Zn = [φ Cu + lnCCu ] - [φ Zn + lnCZn ] 2F 2F Enter Back Quach An Binh
  36. 10.5 Thế Điện cực . Như vậy: RT 0 RT +2 0 lnC +2] φCu = φ Cu + lnCCu ] φZn = φ Zn + Zn 2F 2F Tổng quát hóa với quá trình điện cực viết theo chiều oxy hóa: Kh ↔ Oxh + ne Chúng ta có: RT Coxh φ = φ0 + ln 2F Ckh Enter Back Quach An Binh
  37. 10.5 Thế Điện cực RT Coxh φ = φ0 + ln 2F Ckh . Phương trình trên gọi là phương trình Nernst . Trong đó: - n: số electron trao đổi. - F: hằng số Faraday - R: hằng số khí - T: nhiệt độ tuyệt đối (K) Enter Back Quach An Binh
  38. 10.5 Thế Điện cực . Khi thay T= 2980K, R = 3,14 J/mol.K, F = 965000culong và ln= 2,3lg ta được dạng cụ thể của pt Nernst cho phép tính thế điện cực của một điện cực bất kỳ ở 250C. 0 0,059 Coxh φ = φ + lg n Ckh Enter Back Quach An Binh
  39. Ví dụ Áp dụng phương trình Nernst để tính Ecell. Pt|Fe2+(0.10 M),Fe3+(0.20 M)||Ag+(1.0 M)|Ag(s) Enter Back Quach An Binh
  40. Ví dụ (-)Pt|Fe2+(0.10 M),Fe3+(0.20 M)||Ag+(1.0 M)|Ag(s)(+) Fe2+(aq) + Ag+(aq) → Fe3+(aq) + Ag (s) 3+ [Fe ] 0 0,059 Coxh 0 0,059 lg φ = φ + lg φ = φ + n [Fe2+].[Ag+] n Ckh Ta có φ0 = 0.80 - 0.77 = 0.03 0,059 [0.2] φ = 0.03 - lg = 0.011V 1 [0.1].[1.0] Back Quach An Binh
  41. 10.6 Thế điện cực và chiều phản ứng oxy hóa khử 10.6.1 Thế điện cực 10.6.2 Chiều phản ứng oxy hóa khử 10.6.3 Ý nghĩa của thế điện cực khử tiêu chuẩn Enter Back Quach An Binh
  42. 10.6.1 Thế điện cực . Điều kiện tổng quát quyết định chiều tự diễn ra của các phản ứng hóa học là thế đẳng áp của quá trình phải giảm. Với pư oxy hóa khử dĩ nhiên cũng vậy. Enter Back Quach An Binh
  43. Bảng thế điện cực tiêu chuẩn ở 250C 10.6 Thế điện cực và phảnBán phản ứng khử ứng oxy hóa khử Khử hóa Oxi hóa yếu mạnh Khử hóa mạnh Oxi hóa yếu Quach An Binh Back
  44. 10.6.2 Chiều của phản ứng oxy hóa khử . Giả sử chúng ta có cặp oxy hóa khử Oxh1/Kh1 và Oxh2/Kh2 với thế điện cực tương ứng sau: Kh1 ↔ Oxh1 + ne φ1 Kh2 ↔ Oxh2 + ne φ2 . Khi trộn lẫn các cặp oxy hóa khử này với nhau sẽ có pư oxy hóa khử xảy ra mà có thể biểu diễn dưới dạng: Kh1 + Oxh2 ↔ Oxh1 + Kh2 Enter Back Quach An Binh
  45. 10.6.2 Chiều của phản ứng oxy hóa khử . Phản ứng này sẽ diễn ra theo chiều thuận khi ΔG 0 Hay φ2 > φ1 Back Quach An Binh
  46. 10.6.3 Ý nghĩa của thế điện cực khử tiêu chuẩn So sánh độ mạnh của chất 1 oxy hóa và chất khử Tính được sức điện động 2 của một pin Dự đoán khả năng diễn 3 biến của một phản ứng oxy hóa khử Back Quach An Binh
  47. So sánh độ mạnh của chất oxy hóa và chất khử Thế điện cực khử càng lớn thì tính oxi hóa của dạng oxi hóa càng mạnh, tính khử của dạng liên hợp càng yếu. Ví dụ: Fe3+ + e Fe2+ E0 = + 0,71V Cu2+ + 2e Cu0 E0 = + 0,337V Tính oxi hóa của Fe3+ lớn hơn mạnh hơn Cu2+, tính khử của của đồng kim loại lớn hơn tính khử 2+ của Fe . Back Quach An Binh
  48. Tính được sức điện động của một pin . Ví dụ: Tính sức điện động sinh ra bởi pin có pư : Ag++ Cr2+ Ag(r ) + Cr3+ Giả thiết hoạt độ các ion là 1M. Giải : anot: Cr2+ - 1e Cr3+ E0 = - 0,41V catot Ag+ + 1e Ag E0 = + 0,80V Ag++ Cr2+ Ag(r ) + Cr3+ E0 = + 1,21V . Hay: E0 = + 0,80 – (- 0,41) = + 1,21 . E =Thế khử của điện cực (+) - thế khử của điện cực (-) Back Quach An Binh
  49. Dự đoán khả năng diễn biến của một pư oxh khử Phản ứng sau có xảy ra không nếu tất cả các chất ở đk chuẩn: Fe3+ + Cu Fe2+ + Cu2+ Giải Fe3+ + 1e Fe2+ E0 = + 0,771 V Cu - 2e Cu2+ E0 = - 0,337 V 2Fe3+ + Cu 2 Fe2+ + Cu2+ E0 = +0,434 V Vì pư có E0 dương nên phản ứng tự xảy ra. Back Quach An Binh
  50. 10.7 Sự điện phân . Điện phân là quá trình oxi hóa- khử xảy ra trên các điện cực khi có dòng điện 1 chiều đi qua chất điện ly ở trạng thái nóng chảy hoặc dung dịch. Enter Back Quach An Binh
  51. 10.7 Sự điện phân . Lưu ý : Theo qui ước điện cực, ở đó có qt oxi hóa (nhường e) là anot, còn điện cực mà tại đó xãy ra qt khử (nhận e) là catot + Trong pin anot là cực âm, catot là cực dương + Trong điện phân catot là cực âm, anot là cực dương Enter Back Quach An Binh
  52. 10.7 Sự điện phân . Xét nguyên tố Ganvanic Clo-Zn và sự điện phân dung dịch ZnCl2. . Nguyên tố Ganvanic Clo-Zn 2+ - (-) Zn/Zn // 2Cl /Cl2/Pt (+) . Cực âm Zn ↔ Zn+2 +2e - 0 . Cực dương: Cl2 + 2e ↔ 2Cl φ Cl2= 1.359V 0 . Zn + Cl2 ↔ ZnCl2 φ Zn= 0.763V 0 0 0 . Sức điện động E Cl2/Zn= φ Cl2 - φ Zn = 2.12 V Enter Back Quach An Binh
  53. 10.7 Sự điện phân . Bây giờ ta tiến hành điện phân ZnCl2 bằng dòng điện một chiều có thể lớn hơn 2.12V đặt vào hai điện cực trơ nhúng trong dd ZnCl2. . Cực âm(catot): Zn+2 + 2e ↔ Zn - . Cực dương(anot): 2Cl ↔ Cl2 + 2e . ZnCl2 = Zn + Cl2 Enter Back Quach An Binh
  54. 10.7 Sự điện phân Back Quach An Binh
  55. 10.8 Sự điện phân dung dịch chất điện ly trong nước 10.8.1 10.8.2 Điện phân Điện phân chất điện chất điện ly ở trạng ly ở trạng thái nóng thái dung chảy dịch Back Quach An Binh
  56. 10.8.1 Điện phân chất điện ly ở trạng thái nóng chảy . Đối với chất điện ly nóng chảy sự điện phân xảy ra đơn giản. Chẳng hạn điện phân NaCl nóng chảy. . Na+ Catot (-) + 1e = Na↓ . 2Cl- Anot (+) - 2e = Cl2↑ Click xem violip Back Quach An Binh
  57. 10.8.2 Điện phân chất điện ly ở trạng thái dung dịch . Điện phân dung dịch chất điện ly trong nước thì phức tạp hơn. . Trong nước có ion H+ và OH- có thể phóng điện. . Ví dụ khi điện phân dd NaCl trong nước, ion Na+, H+ chạy về catot, còn Cl-, OH- về anot. Ion nào trong chúng sẽ phóng điện. Click xem violip Click xem violip Back Quach An Binh
  58. 10.8.2 Điện phân chất điện ly ở trạng thái dung dịch . Trong quá trình điện phân trên catot trước hết phải khử dạng oxy hóa của cặp oxy hóa khử có khả năng oxy hóa mạnh nhất (thế điện cực lớn nhất). . Trên anot trước hết phải oxy hóa dạng khử của cặp oxy hóa khử có thế điện cực nhỏ nhất. Click xem violip Click xem violip Quach An Binh
  59. 10.9 Các định luật điện phân 10.9.1 Tiểu sử Faraday 10.9.2 Định luật 1 Nhà bác học Anh 10.9.3 Định luật 2 10.9.4 Ứng dụng Back Quach An Binh
  60. 10.9.2 Định luật 1 - Khối lượng chất thoát ra tỉ lệ với điện lượng qua bình điện phân. m = k.Q Trong đó: - k: là đương lượng điện hóa về giá trị nó bằng khối lượng chất thoát ra ở điện cực khi có một đơn vị điện lượng đi qua bình điện phân. - Q: là điện lượng có thể tính bằng đơn vị Faraday (F), coulomb (C) hay ampe-giờ(I.t) (Ah). Với: 1F= 96485,4 C ≈ 96.500 C 1F= 26,8015 Ah ≈ 26,8 Ah Back Quach An Binh
  61. 10.9.3 Định luật 2 - Những điện lượng như nhau đi qua bình điện phân làm thoát ra cùng một số đương lượng gam chất. - Cứ 1 F điện lượng đi qua bình điện phân thoát ra 1 đương lượng gam chất bất kỳ. Thay Q=I.t và Đ= A/n thì biểu thức toán học của định luật là m= (A.I.t)/(n.F) Alaf n.t.g; I cương độ dòng điện (Ampe); t là thời gian(giây), Back F= 96500 C Quach An Binh
  62. Ví dụ 1 . Tính khối lượng các chất thoát ra khi cho dòng điện 10 A đi qua bình điện phân chứa dung dịch Cu(NO3)2 trong 2h. . Khối lượng Cu kết tủa ở catot: Cu+2 + 2e = Cu 63,6 x 10 x 3600 x 2 mCu = = 23,72 (g) 2 x 96500 + . Lượng O2 bay ra ở anot H2O – 2e= 2H + ½ O2 m = 16 x 10 x 3600 x 2 = 5,96 (g) O2 2 x 96500 Quach An Binh
  63. Ví dụ 2 . Tìm khối lượng Cu thoát ra ở catot khi cho dòng điện 2,68A qua bình điện phân CuSO4 trong 30phút (0,5h) cho MCuSO4 = 64. Click xem violip Điện lượng qua bình điện phân: Q= I.t = 2,68.0,5 (Ah) . Số đương lượng gram Cu thoát ra: nCu = 0,5 . 2,68 : 26,8 = 0,05 đlg. . Khối lượng Cu thoát ra ở catot là: mCu = 32.0,05 = 1,6g Quach An Binh
  64. 10.9.4 Ứng dụng của điện phân . Trong công nghệ luyện kim. . Bằng điện phân nóng chảy điều chế:Al, Mg,Na . Điện phân dung dịch muối có thể kết tủa: Zn, Cd Và điều chế F2, Cl2, H2, O2, H2O2. . Phương pháp xi mạ điện(Cr, Ni ) dùng để bảo vệ chống ăn mòn kim loại, mỹ thuật. . Phương pháp đúc điện chế tạo ra các sản phẩm có hình dạng phức tạp như khuôn ép tinh vi, mạch điện tử. Click xem violip Back Quach An Binh
  65. 10.9.4 Ứng dụng của điện phân 1. Điều chế oxy và hydrô 2. Điều chế Al Back Quach An Binh
  66. 10.10 Các nguồn điện hóa học LOGO Năng lượng khác Back Quach An Binh
  67. 10.10.1 Pin Click xem violip Back Quach An Binh
  68. 10.10.1 Pin . Pin là loại nguyên tố Ganvanic. . Pin hoạt động chỉ có một vòng. . Không thể khôi phục khả năng phóng điện của pin. . Pin phổ biến là pin Zn-Mn. Click xem violip Click xem violip Quach An Binh
  69. 10.10.1 Pin . Hoạt động của pin Zn-Mn như sau: - Vỏ kẽm là cực âm bị hòa tan: 2Zn - 4e ↔ 2Zn+2 2+ - Các ion Zn tác dụng với chất đly NH4Cl(paste) +2 + 2Zn + 4NH4Cl ↔ [Zn(NH3)4]Cl2 + ZnCl2 + 4H + - Các e và H chuyển đến cực (+) là thỏi MnO2: + 2MnO2 + 4e + 4H ↔ 2Mn(OH)2 Quach An Binh
  70. 10.10.1 Pin Quach An Binh
  71. 10.10.1 Pin . Ngoài ra còn có các loại pin khác: - Pin oxyt thủy ngân hoạt động dựa trên sự oxy hóa Zn bằng HgO trong môi trường kiềm(KOH). HgO + Zn + 2KOH = Hg + K ZnO + H O 2 2 2 - Pin Mg-Ag với quá trình điện hóa bằng pt phản ứng oxy hóa khử: 2AgCl + Mg = 2Ag + MgCl2 Quach An Binh
  72. 10.10.2 Acquy Back Quach An Binh
  73. 10.10.2 Acquy Quach An Binh
  74. 10.10.2 Acquy . Acquy là loại nguyên tố Ganvanic. . Acquy hoạt động thuận nghịch và nhiều vòng. . Có thể khôi phục khả năng phóng điện của nó. . Để tái sử dụng phải nạp điện cho nó. . Loại acquy phổ biến nhất là acquy chì. Quach An Binh
  75. 10.10.2 Acquy Acqui chì gồm hai tấm chì khoét nhiều lỗ chứa PbO nhúng trong dung dịch H2SO4 nồng độ 25% -30%, lúc này xảy ra phản ứng: PbO + H2SO4 = PbSO4 + H2O - Khi nạp điện (sạc): Cực (+): 2- PbSO4 - 2e- + 2H2O ↔ PbO2 + SO4 + 4H+ 2- Cực (-): PbSO4 + 2e ↔ Pb + SO4 Quach An Binh
  76. 10.10.2 Acquy Như thế trong cả acqui xảy ra phản ứng: 2PbSO4 + 2H2O = Pb + PbO2 + 2H2SO4 - PbSO4 ở cực âm biến thành chì xốp hoạt động, - Ở cực dương biến thành PbO2. Khi acqui hoạt động sẽ xảy ra quá trình phóng điện: Cực (-) : Pb - 2e- + SO42- ↔ PbSO4 Cực (+) : 2- PbO2 + 2e- + 4H+ + SO4 ↔ PbSO4 + 2H2O Quach An Binh
  77. 10.10.2 Acquy Như thế trong cả acqui xảy ra phản ứng: Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O Tóm lại qtrình phóng điện và nạp điện của acquy chì được biểu diễn bằng phản ứng thuận nghịch. Phóng điện Pb + PbO2 + 2H2SO4 2PbSO4 + 2H2O nạp điện Sức điện động lý thuyết của acquy chì là 2,04V. Quach An Binh
  78. 10.10.2 Acquy . Ngoài ra còn có các loại acquy chì khác như: - Acquy niken-cađimi với phản ứng oxy hóa khử: Phóng điện 2Ni(OH)3 + Cd 2Ni(OH)2 + Cd(OH)2 nạp điện - Acquy kẽm-bạc hoạt động dựa trên phản ứng oxy hóa khử: Phóng điện 2AgO +2Zn + 2H2O 2Ag + 2Zn(OH)2 nạp điện Quach An Binh
  79. 10.10.3 Nguồn năng lượng khác A Click xem violip 1 Energy B Click xem violip 2 C Click xem violip 3 D Click xem violip 4 Back Quach An Binh
  80. LOGO www.themegallery.com Quach An Binh