Tính thế điện cực tiêu chuẩn của Fe³⁺/Fe²⁺ khi có mặt ion OH^-. Cho biết thế điện cực tiêu chuẩn của Fe³⁺/Fe²⁺ bằng 0,77V, tích số tan của Fe(OH)₂ và Fe(OH)₃ lần lượt là: 1 ×10^-15,0, 1 × 10^-37,5.

Để tính thế điện cực tiêu chuẩn của Fe3+/Fe2+ khi có mặt ion OH-, ta cần xem xét sự tạo thành các hidroxit tương ứng và ảnh hưởng của chúng đến thế điện cực. Phản ứng điện cực: Fe3+ + e- ⇌ Fe2+ E° = 0,77V Các quá trình tạo phức với OH-: Fe3+ + 3OH- ⇌ Fe(OH)3(r) Ksp1 = 10^-37,5 Fe2+ + 2OH- ⇌ Fe(OH)2(r) Ksp2 = 10^-15 Ta có sơ đồ: Fe(OH)3 + e- ⇌ Fe(OH)2 + OH- E'° Tính E'° theo công thức Nernst: E = E° - (0.0592/n) * log(Q) Ở đây, n = 1, Q = [Fe2+]/[Fe3+] Do có mặt OH-, ta xét cân bằng tạo phức: [Fe3+] = Ksp1/[OH-]^3 [Fe2+] = Ksp2/[OH-]^2 Q = (Ksp2/[OH-]^2) / (Ksp1/[OH-]^3) = (Ksp2/Ksp1) * [OH-] Khi đó: E'° = E° + 0.0592 * log (Ksp2/Ksp1) = 0.77 + 0.0592 * log (10^-15/10^-37.5) = 0.77 + 0.0592 * log(10^22.5) = 0.77 + 0.0592 * 22.5 = 0.77 + 1.332 = 2.102 V Tuy nhiên, đề bài yêu cầu tính thế điện cực tiêu chuẩn E'° của cặp Fe3+/Fe2+ trong môi trường kiềm. Ta cần xét phản ứng: Fe(OH)3(r) + e- = Fe(OH)2(r) + OH- Áp dụng phương trình Nernst: E = E'° - 0.0592 * log[OH-] Vì ta đang xét thế điện cực tiêu chuẩn, [OH-] = 1M, do đó E = E'°. Để tìm E'°, ta cần tính ΔG° của phản ứng trên: ΔG° = -RTlnK = -nFE'° Từ các tích số tan: Fe3+ + 3OH- <=> Fe(OH)3 Ksp1^-1 = 10^37.5 Fe2+ + 2OH- <=> Fe(OH)2 Ksp2^-1 = 10^15 Fe3+ + e- <=> Fe2+ E° = 0.77V ΔG° = -nFE° = -1*F*0.77 Cộng các phương trình lại, ta được: Fe(OH)3 + e- <=> Fe(OH)2 + OH- K = Ksp1^-1 / (Ksp2^-1 * exp(-ΔG°/RT)) => lnK = ln(Ksp1^-1) - ln(Ksp2^-1) + ΔG°/RT = ln(10^37.5) - ln(10^15) - F*0.77/RT E'° = -(RT/F) * lnK = -(RT/F) * [ln(10^37.5) - ln(10^15) - F*0.77/RT] = -(RT/F) * ln(10^(37.5-15)) + 0.77 = -0.0592 * (37.5-15) + 0.77 = -0.0592 * 22.5 + 0.77 = -1.332 + 0.77 = -0.562V Giá trị này gần với -0.558V.