seminar

1. Trường đại học Bách Khoa Hà Nội
Khoa công nghệ hoá học
Lớp Công nghệ giấy k51
Seminar điện hoá học
Giáo viên hướng dẫn:
TS.Trần Vân Anh
 Thực hiện:
 Lê Sơn Tùng
 Lê Trung Hậu
 Đỗ Anh Tuấn
 Vũ Thị Thu Hà
 Bùi Thị Liên
1

2. 1. Sự phân loại điện cực
2. Thế khuếch tán
3. Pin điện hóa
4. Thảo luận về pin điện
2

3. Sự phân loại điện cực
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Điện cực loại 1.
Điện cực loại 2.
Điện cực khí.
Điện cực oxy hóa khử.
Điện cực hỗn hống.
Điện cực thủy tinh.
3

4. Khái niệm điện cực
Điện cực là một hệ điện hóa gồm chất dẫn
điện loại 1 tiếp xúc với chất dẫn điện loại 2
• Ví dụ: Kim loại Cu tiếp xúc với dung dịch
muối sunfat đồng, CuSO4/Cu hay Cu2+/Cu
 Mặt giới hạn giữa hai pha rắn và lỏng được kí hiệu
bằng gạch chéo / hoặc là gạch thẳng.
4

5. Điện cực loại 1
• Định nghĩa
Là điện cực làm việc thuận nghịch với Cation
 Thường là một kim loại nhúng trong dung
dịch chất điện ly của kim loại đó.
 Điện cực Khí Pt|H+ hoặc Pt(Cl-) hoặc điện
cực hỗn hống là điện cực loại 1
5

6. • Ví dụ:
 Điện cực Ag nhúng vào dung dịch AgNO3
• Ký hiệu: Ag|AgNO3
• PT thế điện cực
o
ϕ Ag + / Ag = ϕ Ag + / Ag + 0, 059 lg a Ag +
• Điện cực khí Pt(Cl2)|Cl- :
2Cl − − 2e  Cl2
→
ϕCl
−
2 / Cl
=ϕ
PCl2 = 1 ⇒ ϕCl
o
Cl2 / Cl −
−
2 / Cl
0, 059 PCl2
+
lg 2
2
aCl −
o
= ϕCl
−
2 / Cl
− 0, 059 lg aCl −
6

7. Điện cực loại 2
• Định nghĩa:
 Là điện cực làm việc thuận nghịch với anion
 Thông thường bao gồm một kim loại phủ một lớp
muối ít tan của kim loại đó nhúng vào dung dịch
chứa anion của muối khó tan
• Ví dụ:
 Điện cực Calomen: Hg|Hg 2Cl2 ,KCl
 Điện cực Clorua bạc: Ag|AgCl, KCl
 Điện cực Sulfat thủy ngân: Hg|HgSO4 ,H 2SO4
7

8. Điện cực Calomen
Cấu tạo
Hg | Hg 2Cl2 , KCl
• Phản ứng ở điện cực:

→
Hg 2Cl2 + 2e ¬  2 Hg + 2Cl −

• Thế điện cực:
ϕ Hg Cl
2
2
/ Cl
−
= ϕ 0 Hg Cl
2
2
/ Cl
−
− 0, 059 lg[Cl − ]
8

9. 9

10. Điện cực clorua bạc
Ag|AgCl, KCl
• Phản ứng ở điện cực

→
Ag -1e +Cl- ¬  AgCl

• Thế điện cực:
0
ϕAgCl/Ag = ϕ AgCl/Ag − 0, 059 lg aCl −
10

11. • Ưu điểm:
Dễ chế tạo
Làm việc ổn định
Không độc hại
• Nhược điểm:
Không sử dụng được lâu!
Giá thành chế tạo đắt.
11

12. Điện cực khí
• Định nghĩa:
Là điện cực bao gồm một tấm kim loại trơ có
bề mặt rất rộng dễ hấp thụ khí, tiếp xúc với
dung dịch chất điện li có chứa ion nguyên tố ở
dạng khí.
• Ví dụ: Điện cực Hidro, điện cực Oxy…
12

13. Điện cực Hidro
13

14. • Phản ứng trên điện cực:

→
H 2 − 2e ¬  2 H +

• Thế điện cực:
ϕ 2H+ /H = ϕ
2
0
2H + /H 2
• Nếu áp suất khí PH 2 = 1
ϕ2H+ /H = ϕ
2
• Nếu
0
2H + /H 2
2
aH +
0, 059
+
lg
2
PH 2
+ 0, 059 lg aH + = −0, 059 pH
aH + = 1
ϕ2H+ /H = ϕ
2
0
2H + /H 2
=0
14

15. • Ứng dụng:
Xác định thế điện cực tiêu chuẩn của điện cực
khác (điện cực so sánh)
• Nhược điểm:
Dễ bị “Ngộ độc” làm sai lệch thang đo.
Ngày nay thay thế bằng điện cực Calomen
15

16. Điện cực oxy
• Cấu tạo:
OH − | O2 ( Pt )
Hoặc:
H + | O2 ( Pt )
• Đặc điểm:
 Làm việc không thuận nghịch do oxy phản ứng với kim loại bị
hấp phụ.
16

17. • Phản ứng ở điện cực trong môi trường kiềm:
 4OH −
→
O2 + 4e + 2 H 2O ¬ 

ϕO
=ϕ
/ OH −
2
0
O2 / OH −
PO2
0, 059
+
lg 4
4
a OH −
• Nếu PO2 = 1, aOH − = 1
ϕO
2
/ OH
−
=ϕ
0
O2 / OH
−
= 0, 401V
17

18. • Phản ứng ở điện cực trong môi trường axit:

→
O2 + 4 H + + 4e ¬  2 H 2O

ϕO2 / H 2O
0.059
4
= ϕ O2 / H 2O +
lg a H + .PO2
4
0
• Nếu PO2 = 1, aH + = 1
ϕO2 / H 2O = ϕ
0
O2 / H 2O
= 1, 229V
18

19. • Thay
aOH −
ϕO2 / H 2O
K w 10−14
=
=
aH +
aH +
0, 059
= 1, 229 − 0, 059 pH −
lg PO2
4
19

20. • Ứng dụng:
Dùng để giải thích hiện tượng ăn mòn hóa học
trong các dung dịch điện ly: sự hình thành các
vi pin cục bộ(xem các dạng ăn mòn)
20

21. Điện cực oxy hóa khử
• Định nghĩa:
 Là một hệ điện hóa gồm một kim loại trơ (VD Pt)
nhúng vào trong dung dịch chứa đồng thời dạng oxi
hóa và dạng khử.
• Ví dụ:
Pt|Fe3+,Fe2+
Hoặc Pt|MnO-4,H+,Mn2+
21

22. • Pt|Fe3+,Fe2+ Điện cực oxy hóa khử thuần túy
• Phản ứng ở điện cực:
 Fe 2+
→
Fe + 1e ¬ 

3+
ϕ Fe3+ / Fe2+ = ϕ
0
Fe3+ / Fe2+
+ 0, 059 lg
aFe3+
aFe2+
22

23. • Pt|MnO-4,H+,Mn2+ - Điện cực oxy hóa – khử hỗn hợp
• Phản ứng ở điện cực:
−
+
2+
MnO4 + 5e + 8H  Mn + 4 H 2O
→
ϕ MnO − / Mn2+ = ϕ
4
8
H+
0
MnO4 − / Mn 2+
0, 059 a .aMnO4−
+
lg
5
aMn2+
23

24. • Đặc điểm:
Thế của điện cực phụ thuộc
Nồng độ chất oxy hóa, nồng độ chất khử
Độ pH của dung dịch
 Không phải điện cực oxh-khử nào cũng phụ
thuộc pH
24

25. Điện cực Hỗn hống
• Định nghĩa:
Là điện cực gồm kim loại rắn hoặc lỏng hòa tan
trong thủy ngân, nhúng và dung dịch chứa cation
kim loại đó.
• Ví dụ:
• Điện cực hỗn hống Cadimi
Cd ( Hg ) | CdSO4 dd
Điện cực hỗn hống cũng là điện cực loại 1
25

26. • Phản ứng ở điện cực:
Cd ( Hg ) − 2e  Cd
→
ϕCd 2+ / Cd ( Hg )
2+
+ Hg
aCd 2+
0, 059
= ϕ Cd 2+ / Cd ( Hg ) +
lg
2
aCd ( Hg )
0
• Khi aCd = aCd ( Hg )
2+
ϕCd 2+ / Cd ( Hg ) = ϕ 0Cd 2+ / Cd ( Hg )
26

27. • Ứng dụng:
Điện cực hỗn hống Cadimi được ứng dụng rộng rãi
• Ví dụ Trong pin mẫu Weston ghép điện cực
hỗn hống Cadimi với điện cực loại 2 sulfat
thủy ngân.
27

28. Điện cực thủy tinh
• Định nghĩa:
Là một điện cực đặc biệt chế tạo bằng thủy tinh
hoạt động trên nguyên tắc trao đổi ion (còn gọi là
điện cực màng trao đôi)
28

29. • Cấu tạo:
3 phần chính:
1. Bầu điện cực
2. Thân điện cực
3. Điện cực trong
29

30. • Nguyên tắc hoạt động:
khi một màng mỏng thuỷ tinh tiếp xúc với hai
dung dịch có nồng độ H+ khác nhau thì tại hai
phía bề mặt sẽ tạo thành các lớp trương tương
ứng có khả năng trao đổi ion H+ với dung dịch.
Hình thành lớp điện tích kép:
Xuất hiện bước nhảy thế trên bề mặt thủy tinh mỏng
α là dung dịch có nồng độ ion [H+]α
β là dung dịch có nồng độ ion [H+]β
•Ở 298K :
[H+]α
ϕtt = 0, 059 lg
[H+]β
30

31. • Ưu điểm:
Dễ sử dụng
Thế thiết lập nhanh
• Nhược điểm:
Nội trở cao, phải dùng máy khuếch đại dòng để đo
Trong dung dịch quá axit hay quá kiềm không làm
việc thuận nghịch với ion H+ .
• Ứng dụng:
Dùng để xác định pH của dung dịch.
31

32. Một số hình ảnh điện cực thủy tinh
trong thực tế:
32

33. Máy khuếch đại dòng dùng với điện
cực thủy tinh đo pH
33

34. 34

35. Thế khuếch tán
1.
2.
3.
4.
Pin nồng độ
Sự hình thành thế khuếch tán
Phương trình thế khuếch tán Henderson
Cách khắc phục thế khuếch tán
35

36. Pin nồng độ
• Định nghĩa: Là pin tạo ra do hai điện cực giống hệt
nhau về trạng thái vật lý cũng như bản chất hóa học,
nhưng khác nhau về nồng độ dạng oxy hóa hay dạng
khử.
 Nguồn điện được tạo ra do sự san bằng nồng độ ở hai khu
vực của cùng một chất điện ly, nhưng có nồng độ khác
nhau, hoặc giữa hai áp suất khí khác nhau, hoặc giữa hai
nồng độ của cùng một kim loại trong hỗn hống.
36

37. Phân loại pin nồng độ
a) Pin nồng độ không có cầu nối ( Không có sự
vận chuyển Ion)
b) Pin nồng độ có cầu nối (có sự vận chuyển
Ion)
37

38. Pin nồng độ không có cầu nối
• Xét ví dụ pin nồng độ hỗn hống:
-Cd(Hg) | dd CdSO 4 | Cd(Hg) +
a1
a2
a1 > a2
• Điện cực trái có quá trình oxy hóa Cd:
Cd ( Hg ) − 2e → Hg + Cd
2+
38

39. • Điện cực phải có sự khử Ion Cd
Cd
2+
2+
+ Hg + 2e → Cd ( Hg )
• Khi pin làm việc có sự tan Cd(a1 ) vào dung
dịch và sự kết tủa Cd lên điện cực thứ hai (a2 )
cuối cùng như có sự vận chuyển cả kim loại từ
hỗn hống có nồng độ cao đến hỗn hống có
nồng độ thấp hơn, tạo ra nguồn điện:
RT a1
E=
ln
ZF a2
• Đặc điểm: sđđ của pin hỗn hống không phụ
2+
thuộc vào nồng độ ion Cd trong dung dịch
39

40. Tương tự xét pin nồng độ khí:
Pt(H 2 ) | HCl | (H 2 ) Pt
P'H2
PH 2
P ' H 2 > PH 2
ở đây:
—Trên điện cực trái có sự oxy hóa H 2 còn trên
H+ .
điện cực phải có sự khử ion
—Sđđ của pin:
'
RT P H 2
E=
ln
ZF
PH 2
40

41. Pin nồng độ có cầu nối
• Xét pin tạo ra từ hai điện cực loại 1:
Ag|AgNO3 ||AgNO3 |Ag
+
a1 < a2
• Khi pin hoạt động, điện cực trái có sự oxy hóa Ag (sự tan của
Ag + , làm cho hoạt độ a1
Ag), còn điện cực phải có sự khử ion
lớn lên còn hoạt độ a2 giảm xuống.
• Sđđ của pin:
RT a2
E =
ln
ZF a1
'
41

42. • Thực tế khi hai dung dịch tiếp xúc nhau sẽ có
sự trao đổi ion, do đó sẽ hình thành thế khuếch
tán sinh ra trên mặt giới hạn của hai dung dịch.
Nếu pin làm việc thì cation sẽ tải qua biên giới
theo một chiều và anion sẽ tải đi theo chiều
ngược lại.
I
II
Ag +
t+
NO3−
t-
C1
C2
U
t+ =
U +V
V
t- =
U +V
(U và V là tốc độ của anion và cation)
42

43. • Nếu xét đến thế khuếch tán thì sđđ của pin lúc
này là:
E = E + Ekt
'
• Việc tính thế khuếch tán là tương đối phức tạp,
chúng ta sẽ xét đến ở phần sau. Công thức cuối
cùng đưa ra:
2V RT C2
E=
ln
U +V F
C1
43

44. Sự hình thành thế khuếch tán
Khái niệm: Là điện thế hình thành do:
Do tốc độ khuếch tán của các cation và anion
khác nhau, hoặc khi hai dung dịch có cùng
thành phần nhưng khác nhau về nồng độ tiếp
xúc nhau.
Phát sinh ở chỗ tiếp xúc của hai dung dịch có
nồng độ như nhau nhưng khác nhau về thành
phần.
44

45. • Xét pin nồng độ có sự vận chuyển ion
• Điều kiện để có pin nồng độ:
 Cho dung dịch điện cực có nồng độ khác nhau tiếp
xúc trực tiếp với nhau hoặc tiếp xúc nhau qua màng
ngăn xốp. Do sự chênh lệch về nồng độ, các ion sẽ di
chuyển từ nơi có nồng độ cao hơn sang nơi có nồng
độ thấp hơn
 Quá trình khuếch tán là bất thuận nghịch.
45

46. • Sức điện động của pin nồng độ có vận chuyển
ion và pin nồng độ không có vận chuyển ion
sai khác nhau một đại lượng thế khuếch tán Ekt
ECVC = EKVC + Ekt
ECVC
EKVC
: Sức điện động của pin nồng độ có vận chuyển ion
: Sức điện động của pin nồng độ không vận chuyển ion
Dấu của
Ekt
có thể âm hoặc dương.
46

47. • Xét pin nồng độ:
Ag|AgNO3 ||AgNO3 |Ag
a1 < a2
• Trong quá trình khuếch tán từ dung dịch đặc a2 sang
a1 , lúc đầu các ion NO3− và Ag +
dung dịch loãng hơn
vận chuyển độc lập với tốc độ khác nhau qua ranh
NO3− có linh độ lớn hơn Ag + nên
giới tiếp xúc, vì ion
số ion NO3− qua bề mặt tiếp xúc nhiều hơn, từ đó hình
NO3− ngay tại ranh giới
thành lớp điện tích âm do ion
Ag +
tiếp xúc và ngay đó là lớp điện tích dương do
ion
.
47
Hình thành lớp điện tích kép

48. • Lớp điện tích kép hình thành này đã cản trở sự khuếch tán độc
lập của các ion, đến một lúc nào đó tốc độ khuếch tán của các
ion bằng nhau dẫn đến một trạng thái ổn định.
• Bước nhảy điện thế ứng với lớp điện tích kép tại ranh giới
dung dịch/dung dịch được gọi là điện thế khuếch tán.
Nếu sự định hướng của các lớp diện
tích kép tại được cực/dung dịch và
dung dịch/điện cực như hình vẽ bên
thì E kt > 0
Ag
AgNO3
AgNO3
a1
a2
Ag
Nếu sự định hướng các lớp điện tích
là ngược chiều như hình vẽ thì E kt < 0
48

49. Phương trình thế khuếch tán
Henderson
Ekt = ECVC - EKCV
• Ta có:
• Trong đó: EKVC tính được dựa trên phương
trình Nerst.
( II )
RT a±
EKVC =
ln ( I )
nF a±
• Xét pin:
Ag|AgNO3 ||AgNO3 |Ag
a1
+
a2
49

50. • Khi pin làm việc sẽ có dòng điện chạy qua ở
mạch ngoài và trong pin sẽ xảy ra hai quá
trình:
a) Quá trình chuyển hóa ở điện
cực: Ag tan ra ở điện cực âm
bao nhiêu thì kết tủa ở điện cực
dương bấy nhiêu.
b) Quá trình vận chuyển
ion trong dung dịch:
Do quá trình chuyển hóa ở
điện cực nên ở điện cực (I)
dư điện tích dương còn
điện cực (II) dư điện tích
âm nên có sự vận chuyển:
Ag
Ag
(I )
( II )
Ag +
AgNO3
a1
NO3−
AgNO3
a2
NO3− → ( I )
Ag + → ( II )
50

51. • Ion Ag + , NO3− vừa thực hiện việc vận chuyển
chất, vừa làm nhiệm vụ mang điện lượng.
• Về mặt động học, quá trình khuếch tán từ nơi
có nồng độ cao sang nơi có nồng độ thấp chính
là quá trình pha loãng, động lực của quá trình
là sự chênh lệch về thế hóa giữa (I) và (II).
∆G = − A
'
max
• Thay số mol
∆G = − A
'
max
ni
= t− ( µ
n
= ∑ ni µi
1
(I )
n
− ∑ ni µi
( II )
1
bằng số vận chuyển anion t −
(I )
Ag +
−µ
( II )
Ag +
) + t− ( µ
(I )
NO3−
−µ
( II )
NO3−
)
51

52. ∆G = t− RT ln
a
a
(I )
Ag +
( II )
Ag +
.a
.a
(I )
NO3−
( II )
NO3−
Trong miền nghiệm đúng của Debye-Huckel có thể
thay a Ag và aNO bằng hoạt độ ion của bằng hoạt
độ trung bình a± :
+
3
−
2( I )
±
2( II )
±
a
∆G = t− RT ln
a
VÌ:
(I )
±
( II )
±
a
= 2t− RT ln
a
∆G = -nEF
ECVC
( II )
±
(I )
±
RT a
= 2t−
ln
nF a
52

53. Phương trình thế khuếch tán
Henderson:
Ekt = ECVC − EKVC
( II )
±
(I )
±
RT a
= (2t− − 1)
ln
nF a
53

54. Cách khắc phục thế khuếch tán
• Mục đích:
 Trong các phép đo cần độ chính xác cao cần phải loại
bỏ thể khuếch tán.
• Có hai phương pháp chủ yếu:
a) Phương pháp cầu muối
b) Phương pháp lập pin kép.
54

55. Phương pháp dùng cầu muối
Nối hai dung dịch điện cực có
nồng độ khác nhau bằng một
ống chứa dung dịch điện ly
nồng độ bão hòa, có linh độ
cation và anion xấp xỉ bằng
nhau.
hai ranh giới
lỏng|lỏng mới:
dd(I)|dd(III)
dd(II)|dd(III)
55

56. • Dung dịch (III) bão hòa nên khuếch tán vào
các dung dịch (I) và (II) với EKT ( III | I ) và EKT ( III | II )
trái dấu nhau, triệt tiêu nhau.
Giảm EKT < 1mV
• Những Muối được dùng làm cầu muối :
KCl (1M ) có t- = 0,51
KNO3 (1M ) có t- = 0, 49
NH 4Cl (1M ) có t- = 0,51
 Ưu điểm : đơn giản, dễ thực hiện, được ứng dụng
nhiều trong thực tế
 Nhược điểm: Chưa hoàn toàn loại bỏ được thế
khuếch tán.
56

57. Phương pháp thiết lập pin kép
• Ưu điểm: Có thể loại bỏ hoàn toàn thế khuếch
tán, rất cần thiết trong các phép đo chính xác.
• Ghép hai pin nồng độ, xen giữa là một điện
cực loại 2 có thế điện cực ổn định (như điện
cực Calomen, điện cực bạc).
§ iÖ cùc  - ®iÖ cùc chuÈn - § iÖ cùc ⊕ Å
n 
n  
n
 
Pin1
Pin2
57

58. Ví dụ:
Pt ( H 2 ) | HCl || HCl | ( H 2 ) Pt
Pt ( H 2 ) | HCl , Hg 2Cl2 | H g | Hg 2Cl2 | ( H 2 ) Pt
   




EKT > 0
EKT < 0
   

I
E pin = ∑ Ei
II
58

59. CÁC NGUỒN ĐIỆN HÓA HỌC
• Nguồn điện sơ cấp
Pin
• Nguồn điện thứ cấp
Acquy
• Pin Nhiên liệu
59

60. Nguồn điện sơ cấp
• Nguồn điện thứ cấp là loại nguồn điện được
chế tạo trên cơ sở các phản ứng không thuận
nghịch điện hóa, khi các phản ứng trong pin
kết thúc thì khi đó nguồn điện không sử dụng
được nữa.
• Nguồn sơ cấp điển hình là các loại pin thông dụng
trên thị trường.
60

61. Pin khô Le Clanché (1866)
• Đây là loại pin rất phổ biến
• Sơ đồ:
- Zn|NH 4 Cl(20%), ZnCl 2 |MnO 2 +
61

62. • Phản ứng xảy ra tại các điện cực:
• Tại Anot:

→
Zn - 2e ¬  Zn 2+

• Tại Catot:

→
2 MnO2 + H 2O + 2e ¬  Mn2O3 + 2OH −

 Ion OH − Sinh ra tiếp tục thực hiện các phản ứng:
OH − + NH 4 +  H 2O + NH 3
→
NH 3 +Zn 2+ +2Cl -  [Zn(NH 3 ) 2 ]Cl 2
→
 Pin không thể dùng trở lại bằng cách tích
điện.
62

63. • Phản ứng tổng quát trong pin:
Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2  [Zn(NH 3 ) 2 ]Cl 2 +Mn 2O 3 + H 2O
→
 Sức điện động của pin Le Clanché khoảng 1,6V
63

64. Pin Kẽm - Không khí
• Cấu tạo:
- Zn|NaOH|C,O 2 +
• Phản ứng trong pin:
1
Zn +NaOH + O 2  NaHZnO 2
→
2
 Pin kẽm – không khí có sức điện động 1,4V
64

65. Pin thủy ngân Oxit
• Cấu tạo:
- Zn|KOH|HgO,C +
• Phản ứng trong pin:
Zn + HgO + 2KOH  K 2 ZnO 2 + Hg +H 2O
→
 Pin thủy ngân oxit có sức điện động 1,34V
65

66. Nguồn điện thứ cấp - Acquy
• Nguồn điện thứ cấp là nguồn điện mà các quá
trình điện cực trong nó gần như là thuận
nghịch điện hóa, mọi biến đổi xảy ra trong quá
trình phóng điện được khôi phục lại trong quá
trình tích điện. Nguồn điện này làm việc được
nhiều lần.
o Phân loại:
1. Acquy axit
2. Acquy kiềm
66

67. Acquy axit
• Xét Acquy phổ biến nhất là acquy chì.
• Sơ đồ:
- Pb,PbSO 4 | H 2SO 4 (25÷30%) | PbO 2 ,Pb +
•
•
•
•
Các phản ứng xảy ra trong acquy:

→
Pb + SO 4 2- - 2e ¬  PbSO 4

Tại anot:

→

Tại Catot: PbO + 4H + SO + 2e ¬  2PbSO
Trong Acquy:
+
2
2-
4
4
+ 2H 2O

→
Pb + PbO 2 + 2H 2SO 4 ¬  2PbSO 4 + 2H 2 O

67

68. • Sức điện động của acquy:
a 2 2SO4
H
RT
RT γ 3 .4m3
E = Eo +
ln 2
= Eo +
ln ±
2F
a H2O
F
a H 2O
 Sức điện động của acquy chì khoảng 2,04V
68

69. Nạp điện vào ăcquy
• Cực dương (anode): bị oxh thành PbO2(+)
• PbSO4 + SO42- + 2H2O - 2e- → PbO2 + 2H2SO4
•
•
•
•
Cực âm (cathode) bị khử đến chì tự do dạng xốp
PbSO4 + 2H+ + 2e- → Pb + H2SO4
Tổng quát:
PbSO4(+) + 2H2O + PbSO4 (-) → PbO2 + Pb + 2H2SO4
• H2SO4 sinh ra, nồng độ axid trong bình ăcquy tăng, sức
điện động của ăcquy tăng theo và điện trở trong giảm
xuống.
69

70. Đặc điểm
Ưu điểm:
 Sức điện động lớn (2,04V)
 Chế tạo đơn giản, giá thành rẻ
Nhược điểm:
 Dung lượng riêng nhỏ.
 Thời gian sử dụng ngắn.
 Khi không sử dụng bị sulfat hóa.
Ứng dụng: Rất rộng rãi!
 Trong các nguồn khởi động của ô tô, xe máy….
70

71. Acquy kiềm
• Là acquy mà dung dịch điện ly sử dụng là kiềm
• Đặc điểm:
 Tuổi thọ và thời gian sử dụng: gấp 10-15 lần acquy chì
 An toàn hơn cho người và thiết bị.
• Ứng dụng:
 Trong các nguồn điện thông tin, điều khiển từ xa, nguồn
điện dùng cho xe nâng hàng, cho tàu điện mỏ..., đặc biệt
là dùng cho Bưu chính Viễn thông và kỹ thuật hàng
không
71

72. Acquy niken – cadimi
• Cấu tạo:
- Cd | Cd(OH) 2 , KOH(20%) || KOH, Ni(OH) 2 | Ni +

→
Cd + OH - - 2e ¬  Cd(OH) 2

• Phản ứng tại Anot:
• Phản ứng tại Catot: 2Ni(OH)
• Phản ứng trong mạch:
3

→
+ 2e ¬  2Ni(OH) 2 + 2OH 

→
Cd + 2Ni(OH)3 ¬  Cd(OH) 2 + 2Ni(OH) 2

• Sức điện động của acquy này là 1,36V
72

73. Acquy kiềm sắt - niken
• Giống như acquy Niken – Cadimi trong đó
cadimi được thay bàng sắt.
73

74. Acquy bạc – kẽm
• Cấu tạo:
- Zn | Zn(OH) 2 , KOH(40%) | AgO, Ag +
• Quá trình xảy ra trong pin:

→
Zn + AgO + 2KOH ¬  Ag + K 2 ZnO 2 + H 2O

• Suất điện động của acquy là 1,85V.
• Acquy bạc, kẽm có giá thành cao, vì thế người
ta thay bạc bằng Ni, Acquy Kẽm-niken ra đời
74

75. Acquy kẽm - niken
• Cấu tạo:
- Zn | KOH, K 2 ZnO 2 | NiOOH | Ni +
• Phản ứng xảy ra trong acquy:

→
2NiOOH + Zn + 2KOH ¬  2Ni(OH) 2 + K 2 ZnO 2

75

76. ACQUY NATRI LƯU HUỲNH
• Acquy Na-S: chất hoạt động ở
dạng nóng chảy.
• Anode là Natri nóng chảy
(tnc=98oC), cathode là hỗn hợp
của lưu huỳnh Crown (S8)
nóng chảy (tnc≈113) và bột
Carbon. Chất điện giải là βAlumina (hỗn hợp oxit của
các kim loại Na, Mg, Al.
76

77. • Anode (cực âm) : 2Na (lỏng ) = 2Na+ + 2e• Cathode : n/8 S8 + 2e- = nS2• Phản ứng tổng: 2Na + n/8 S8 + 2e- = 2Na+ + 2e- + nS2-
• Na thành Na+ , S8 về dạng Polysulfit
• Ưu điểm: Pin này cho năng lượng riêng cao
ăcquy chì axit 4 đến 5 lần và chu kỳ phóng nạp
gấp 3 lần.
• Nhược điểm: Thời gian sạc lâu ( khoảng 16
giờ). Nhiệt độ bên trong phải được duy trì ở
350oC
77

78. ACQUY NHÔM - KHÔNG KHÍ
• Anode: Al + 4OH- = Al(OH)4- + 3e- (x4)
• Cathode: O2 + 2H2O + 4e- = 4OH- (x3)
• Phản ứng tổng: 4Al + 3O2 + 6H2O = 4Al(OH)4• Hệ acquy chứa 250kg Al-không khí
Ưu điểm:
Năng lượng riêng cao do Al có M/n = 9g).
Nhược điểm:
 Phải thay nước và Al định kì và cần phải định kì
loại bỏ kết tủa Al(OH)3 bám trên điện cực
78

79. Pin nhiên liệu
• Khái niệm:
Là thiết bị biến trực tiếp hóa năng của nhiên
liệu cùng chất oxi hóa thành điện năng, không
có sự tích tụ năng lượng như pin và acquy.
• Hiện nay pin nhiên liệu được nghiên cứu
nhiều nhất là pin nhiên liệu hidro - oxi
79

80. Cấu tạo pin nhiên liệu
• Hai điện cực sử
dụng là các điện
cực rắn, xốp có
dòng Hidro và Oxy
đi qua
• Dung dịch điện ly
là KOH 30-40%
• Điện thế của pin đạt
được khoảng 1,23V
• Thực tế chỉ đạt
1,1V
- Ni, H 2 | KOH(30÷40%) | O 2 , Ni +
80

81. Hoạt động:
Dựa trên phản ứng cháy của hidro:
2H 2 + O 2 = 2H 2O
Tại Anot:
2H 2 + 4OH - - 4e  4H 2O
→
Tại Catot:
O 2 + 2H 2 O + 4e  4OH →
Khi hoạt động pin tạo ra nước, nước liên tục
được tháo ra khỏi pin.
81

82. Tài liệu tham khảo
1.
2.
3.
4.
5.
Hóa lý 3 NXB Bách Khoa Hà Nội
Hóa lý Nguyễn Văn Tuế _NXBGD
Điện hóa học – Nguyễn Khương - NXB KH-Kỹ thuật
Hóa lý & Hóa keo
Ăn mòn và bảo vệ kim loại – Trịnh xuân Sén – NXB
ĐHQG Hà Nội 2006
6. pH and its Measurement – Arthur K Convington 1989 –
ISBN: 0 85186 468 6
7. Ion-selective Electrode - Arthur K Convington 1989 –
ISBN: 0 85186 398 1
8. Electrochemistry - Stephen K. Lower & Simon Fraser
University http://www.chem1.com/acad/pdf/elchem.pdf
82