Tài liệu Xây dựng hệ thống bài tập phần “điện hóa học” giúp phát triển năng lực tự học của sinh viên

TRƢỜNG ĐẠI HỌC SƢ PHẠM HÀ NỘI 2 KHOA HOÁ HỌC ==== ĐỖ THỊ MAI HƢƠNG XÂY DỰNG HỆ THỐNG BÀI TẬP PHẦN “ĐIỆN HÓA HỌC” GIÚP PHÁT TRIỂN NĂNG LỰC TỰ HỌC CỦA SINH VIÊN KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC Chuyên ngành: Hóa phân tích HÀ NỘI - 2017 LỜI CẢM ƠN Với lòng kính trọng và biết ơn chân thành, em xin gửi lời cảm ơn sâu sắc tới Th.S Nguyễn Thị Huyền đã định hƣớng, hƣớng dẫn và tạo điều kiện giúp đỡ em tận tình trong quá trình nghiên cứu, học tập để em hoàn thành đƣợc khoá luận tốt nghiệp. hơ n Em chân thành cảm ơn quý Thầy, Cô trong khoa Hóa học - Trƣờng Đại học Sƣ phạm Hà Nội 2 đã tận tình truyền đạt kiến thức trong những năm em N học tập. Với vốn kiến thức đƣợc tiếp thu trong quá trình học không chỉ là nền uy tảng cho quá trình nghiên cứu khóa luận mà còn là hành trang quý báu để em m Q bƣớc vào đời một cách vững chắc và tự tin. ạy em tiến hành thực hiện khóa luận. Kè Em cảm ơn các bạn sinh viên K41- Hóa đã tạo điều kiện thuận lợi để Trong quá trình thực hiện khoá luận, em không tránh khỏi những thiếu /+ D sót, kính mong thầy cô và các bạn nhiệt tình đóng góp ý kiến để đề tài của em m đƣợc hoàn thiện hơn. co Em xin chân thành cảm ơn! e. Hà Nội, ngày tháng năm 2017 oo gl Sinh viên thực hiện pl us .g Đỗ Thị Mai Hƣơng i MỤC LỤC Trang MỞ ĐẦU ........................................................................................................... 1 1. Lí do chọn đề tài ............................................................................................ 1 hơ n 2. Mục đích nghiên cứu ..................................................................................... 2 3. Nội dung nghiên cứu ..................................................................................... 2 N 4. Phƣơng pháp nghiên cứu............................................................................... 2 uy CHƢƠNG 1. TỔNG QUAN ............................................................................. 3 Q 1.1. Tổng quan về vấn đề tự học ....................................................................... 3 Kè m 1.1.1. Khái niệm tự học ..................................................................................... 3 1.1.2. Tác dụng của tự học ................................................................................ 3 ạy 1.2. Điện hóa học............................................................................................... 3 /+ D 1.2.1. Một số khái niệm cơ bản ......................................................................... 3 1.2.2. Bài tập ................................................................................................... 25 m CHƢƠNG 2. PHƢƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU ............................................ 27 co 2.1. Phƣơng pháp nghiên cứu .......................................................................... 27 e. 2.1.1. Phƣơng pháp thống kê........................................................................... 27 oo gl 2.1.2. Phƣơng pháp xây dựng bài tập hóa học ................................................ 28 .g 2.2. Thực nghiệm ............................................................................................ 29 us 2.2.1. Xây dựng hệ thống bài tập .................................................................... 29 pl 2.2.2. Đánh giá khả năng tự học của sinh viên K41 – Hóa thông qua kết quả kiểm tra giữa kỳ phần “Điện hóa học” ............................................................ 32 CHƢƠNG 3. KẾT QUẢ VÀ THẢO LUẬN .................................................. 33 3.1. Đánh giá hệ thống bài tập ........................................................................ 33 3.1.1. Hệ thống bài tập dùng để đánh giá kết quả tự học của sinh viên.......... 33 3.1.2. Đánh giá độ khó của hệ thống bài tập cho sinh viên ............................ 71 ii 3.2. Đánh giá kết quả tự học của sinh viên K41 – Hóa thông qua kết quả kiểm tra giữa kỳ phần “Điện hóa học” .................................................................... 75 KẾT LUẬN ..................................................................................................... 77 pl us .g oo gl e. co m /+ D ạy Kè m Q uy N hơ n TÀI LIỆU THAM KHẢO ............................................................................... 78 iii DANH MỤC CÁC TỪ VIẾT TẮT Kí hiệu viết tắt 1 OX 2 K Khử 3 P Bên phải 4 T Bên trái 5 dd Dung dịch 6 ddđp Dung dịch điện phân 7 VD uy Cụm từ đầy đủ STT 8 BĐ 9 CB 10 TH N hơ n Oxi hóa Q Ví dụ pl us .g oo gl e. co m /+ D ạy Kè m Ban đầu iv Cân bằng Trƣờng hợp DANH MỤC CÁC BẢNG Danh mục Trang Bảng 3.1. Đánh giá độ khó của hệ thống bài tập về sự cân bằng trong dung dịch điện li. ............................................................................................ 71 Bảng 3.2. Đánh giá độ khó của hệ thống bài tập về sự tải ion trong dung dịch hơ n điện li ..................................................................................................... 72 Bảng 3.3. Đánh giá độ khó của hệ thống bài tập về thiết lập pin điện, tính thế N điện cực và sức điện động. .................................................................... 73 uy Bảng 3.4. Đánh giá độ khó của hệ thống bài tập về ứng dụng của sự đo sức m Q điện động................................................................................................ 74 Kè Bảng 3.5. Đánh giá độ khó của hệ thống bài tập về điện phân và quá thế. .... 75 pl us .g oo gl e. co m /+ D ạy Bảng 3.6. Đánh giá kết quả tự học của sinh viên K41 – Hóa......................... 75 v MỞ ĐẦU 1. Lí do chọn đề tài Điện hóa học bao gồm nhiều nội dung kiến thức quan trọng nhƣ dung dịch chất điện li, pin điện, điện phân và quá thế, là những kiến thức nền để ứng dụng điện hóa trong nghiên cứu nhƣ các phƣơng pháp phân tích điện hóa, hơ n tổng hợp vật liệu, khảo sát tính chất đặc trƣng… Việc học hiệu quả nội dung phần “Điện hóa học” giúp sinh viên có một nền tảng vững chắc giúp ích cho N việc học tập và nghiên cứu sau này. Nắm vững lý thuyết cơ bản và vận dụng uy để giải đƣợc bài tập là vấn đề cốt lõi để hiểu đƣợc phần này. Tuy nhiên, với m Q chính sách mới hiện nay của Bộ Giáo dục và Đào tạo, chúng ta đã chuyển Kè sang đào tạo đại học với hình thức tín chỉ, lấy ngƣời học làm trung tâm. Hình thức đào tạo này còn nhiều mới mẻ và yêu cầu sinh viên phải tự giác, chủ ạy động trong học tập nhiều hơn, và tự học là điều tất yếu. /+ D Khả năng tự học của sinh viên phụ thuộc vào nhiều yếu tố nhƣ ý thức m tự học của sinh viên, nội dung môn học, điều kiện ngoại cảnh…Việc ý thức co đƣợc tầm quan trọng của kiến thức để rèn luyện cho bản thân là rất quan trọng e. cho khả năng tự học. Đó không phải là việc ghi ghi, chép chép, học thuộc gl lòng những gì thầy nói trên lớp hay lên mạng tìm tài liệu, nó phải là kết quả oo lâu dài của việc hiểu kiến thức và vận dụng giải bài tập. .g Để đạt hiệu quả trong học tập đòi hỏi sinh viên phải dành nhiều thời us gian cho việc học ở nhà, và đó không phải việc dễ dàng với sinh viên K41 – pl Hóa khi vừa mới làm quen với kiến thức chuyên ngành sau năm đầu học các môn đại cƣơng. Để giúp sinh viên có thêm tham khảo và đạt hiệu quả hơn trong việc tự học phần “Điện hóa học”, một trong những phần chứa những kiến thức căn bản em đã nghiên cứu đề tài “Xây dựng hệ thống bài tập phần “Điện hóa học” giúp phát triển năng lực tự học của sinh viên”. 1 2. Mục đích nghiên cứu Với đề tài này, em hƣớng đến mục tiêu xây dựng đƣợc một hệ thống bài tập về sự cân bằng trong dung dịch chất điện li, độ dẫn điện của dung dịch điện li, pin điện và dung dịch, điện phân và quá thế để giúp nâng cao khả năng tự học phần “Điện hóa học” của sinh viên K41 - Hóa học. Và để hoàn hơ n thành đƣợc nó, em đã hệ thống lại một số lý thuyết phần Điện hóa học, xây dựng các bài tập hóa học phù hợp với các lý thuyết trên và áp dụng nó đối với N sinh viên K41 - Hóa và thu kết quả kiểm tra giữa kỳ phần “Điện hóa học”. uy 3. Nội dung nghiên cứu Q - Xây dựng và phân dạng hệ thống bài tập phần Điện hóa học. m - Xây dựng phiếu đánh giá độ khó bài tập. /+ D - Thực nghiệm sƣ phạm. ạy 4. Phƣơng pháp nghiên cứu Kè - Đánh giá năng lực tự học đối với sinh viên K41 - Hóa. - Thống kê. pl us .g oo gl e. co m - Xây dựng bài tập hóa học. 2 CHƢƠNG 1 TỔNG QUAN 1.1. Tổng quan về vấn đề tự học 1.1.1. Khái niệm tự học [10] Tuy đã đƣợc nghiên cứu từ rất lâu và nhiều trên thế giới nhƣng tự học hơ n (Learner autonomy) lại là một thuật ngữ gây nhiều tranh luận, do đó tự học là N một khái niệm mà các nhà giáo dục học và ngôn ngữ học chƣa thống nhất uy đƣợc thành một định nghĩa cụ thể. Q Một số nhà nghiên cứu nổi tiếng đã định nghĩa về tự học nhƣ sau: m Tự học là khả năng tự lo cho việc học của chính mình (Henri Holle) Kè Tự học là tình huống trong đó ngƣời học hoàn toàn chịu trách nhiệm về ạy mọi quyết định liên quan tới việc học và thực hiện những quyết định đó /+ D (Leslie Dickinson) dục (Phil Benson) m Tự học là sự tự nhận thức về quyền của ngƣời học trong hệ thống giáo co 1.1.2. Tác dụng của tự học e. Tự học là việc làm không thể thiếu của một sinh viên hiện tại, nó đem gl lại rất nhiều lợi ích đối với vấn đề học tập của chúng ta: oo Đem lại nguồn tri thức to lớn cho sinh viên, giúp họ tiếp cận nguồn tri .g thức một cách chủ động, không phụ thuộc, ỷ lại vào giáo viên. us Sinh viên có thể phân bổ thời gian của mình sao cho hợp lý, trao đổi và pl giúp đỡ nhau trong học tập và học hỏi kiến thức từ nhiều nguồn khác nhau. Rèn luyện cho sinh viên tính tự giác, chủ động trong học tập, nghiên cứu tri thức, sáng tạo trong tƣ duy, ham tìm tòi học hỏi. 1.2. Điện hóa học 1.2.1. Một số khái niệm cơ bản 1.2.1.1. Dung dịch điện li [1] [2] [5] [7] [8] 3  Sự điện li [5] Nội dung thuyết điện li cổ điển Arrenius Luận điểm 1: Các chất điện li - các phân tử axit, bazơ, muối vô cơ và các hợp chất hữu cơ bị phân li thành ion khi hòa tan chúng vào dung môi là nƣớc (hoặc dung môi thích hợp). hơ n Luận điểm 2: Không phải toàn bộ phân tử chất tan trong dung dịch đều bị phân li thành ion mà chỉ có một phần. Để đặc trƣng cho khả năng phân li N thành ion của phân tử chất tan, ngƣời ta sử dụng khái niệm độ điện li α. uy Độ điện li α là tỉ số giữa số mol của chất đã phân li thành ion n‟ so với Q tổng số mol của chất tan dung dịch n [2]. m n' (0 ≤ α ≤ 1) n Kè α= ạy Luận điểm 3: Quá trình phân li thành ion của chất điện li tuân theo định /+ D luật tác dụng khối lƣợng. Xét dung dịch điện li: m  Hoạt độ và hệ số hoạt độ của chất điện li [1] [2]  v  M Z  v  Az co M v Av  e. Mối liên hệ giữa hoạt độ chất tan với hoạt độ từng ion nhƣ sau:   oo gl v v a  a a Để có thể xác định bằng thực nghiệm thì sử dụng khái niệm hoạt độ ion pl us .g trung bình a và khi đó: a  v a  v v v a a  Mặt khác ta có: ai m  mi i  m  Với: mi - Nồng độ molan.  i - Hệ số hoạt độ. 4  v  v  v  Mối liên hệ giữa hoạt độ trung bình và nồng độ molan trung bình: a  m  Trong đó: Nồng độ molan trung bình: v  m  m .m   v 1 v  v v v Hệ số hoạt độ trung bình:      .  v   v  .v  1 v .m  v m  v  v  v  hơ n  v  uy N Đối với một ion đã cho, hệ số hoạt độ không chỉ phụ thuộc vào nồng độ Q và điện tích của nó trong dung dịch mà còn phụ thuộc vào nồng độ và điện m tích của các ion khác. Kè Lực ion I [1] [2] [8] ạy Khái niệm: Là đại lƣợng đặc trƣng mô tả ảnh hƣởng của điện trƣờng gây bởi /+ D các ion trong dung dịch tới hệ số hoạt độ ion trung bình. m Hệ thức: 1  mi Zi2 2 co Trong đó: I e. Zi : Hóa trị của ion i oo gl Mi : Nồng độ molan của ion i .g Lý thuyết về dung dịch chất điện li mạnh đã dẫn tới định luật giới hạn của us Đơbai - Huckel về hệ số hoạt độ phụ thuộc vào lực ion của dung dịch. pl Giả thuyết Đơbai - Huckel: Dung dịch điện li ở nồng độ loãng. Ion trong dung dịch điện li đƣợc xem là các tích điểm. Sự phân bố của ion trong dung dịch không đồng đều và trong dung dịch tồn tại vô số điện tích điểm ion và bầu khí quyển ion, sự phân bố của các ion là do chuyển động nhiệt. 5 Dung môi để hòa tan chất điện li là môi trƣờng không có cấu trúc, chấp nhận hệ số điện môi của dung dịch chất điện li bằng hằng số điện li của dung môi. Hệ thức: lg  i   AZi2 I hơ n Trong đó: 1,823.106  T  3/2 với:  là hằng số điện môi của môi trƣờng uy A N A: Là hằng số của dung môi đã cho ở một nhiệt độ xác định m Q T: Nhiệt độ tuyệt đối Kè  i : Hệ số hoạt độ của ion i ạy I: Lực ion Zi: Điện tích ion i /+ D Đối với hệ số hoạt độ trung bình, phƣơng trình giới hạn của Đơbai - co m Huckel có dạng: lg     A Z  Z  I e. (Công thức gần đúng bậc 1 của Đơbai - Huckel) oo gl Điều kiện áp dụng: I  0, 01 .g Với dung môi nƣớc, ở 250C ta có A = 0,509  lg    0,509 Z Z I pl us Sự gần đúng bậc hai của Đơbai - Huckel có dạng: lg     A Z Z I 1  aB I Với: a là đƣờng kính hữu hiệu trung bình của ion. B là hằng số đối với một dung môi ở nhiệt độ đã cho. Điều kiện áp dụng: I  0,1 Với dung môi là nƣớc, ở nhiệt độ 250C ta có A = 0,509 6  lg    0,509 Z  Z  I 1 I  Độ dẫn điện của dung dịch điện li [1] [7] Độ dẫn điện [1] [7] Khái niệm: Là đại lƣợng đặc trƣng cho khả năng dẫn điện của dung dịch chất hơ n điện li. Phụ thuộc vào nhiều yếu tố: bản chất của dung dịch chất điện li, dung môi, nồng độ, nhiệt độ. uy 1 (1) R Q Là đại lƣợng nghịch đảo của điện trở R: L  N Kí hiệu: L m Thứ nguyên: 1 l S l: Chiều dài vật dẫn /+ D S: Tiết diện ngang của vật dẫn ạy Kè Điện trở R   (2) trong đó:  : Điện trở riêng của dung dịch co m Độ dẫn điện riêng [7] Khái niệm: Là độ dẫn điện của một khối dung dịch chất điện li đặt giữa hai oo Kí hiệu:  gl e. điện cực song song có diện tích là 1cm2 và cách nhau 1cm. us .g Độ dẫn điện riêng là đại lƣợng nghịch đảo của điện trở riêng:   pl Kết hợp (1) (2) (3) ta có:   1  (3) 1 l l L R S S Thứ nguyên: 1cm1 Độ dẫn điện mol [7] Đối với dung dịch điện li sự dẫn điện tăng theo nồng độ, để đặc trƣng khả năng dẫn điện phụ thuộc nồng độ thì sử dụng khái niệm độ dẫn điện mol. 7 Kí hiệu: m Hệ thức: m   C .1000 với C: nồng độ mol/l Thứ nguyên: 1dlg 1cm2 hơ n Để tiện cho việc so sánh độ dẫn điện của các dung dịch chất điện li có các ion với số hóa trị khác nhau, ngƣời ta sử dụng đại lƣợng độ dẫn điện N đƣơng lƣợng. uy Độ dẫn điện đương lượng [7] Q Khái niệm: Là độ dẫn điện của dung dịch chứa đúng một đƣơng lƣợng gam m chất tan điện li đặt giữa hai điện cực trơ platin song song với nhau và cách Kè nhau 1cm. ạy Kí hiệu:  1000  (CE: nồng độ đƣơng lƣợng) CE m  /+ D Mối liên hệ giữa độ dẫn điện đƣơng lƣợng với độ dẫn điện riêng: co Mối liên hệ giữa độ dẫn điện đƣơng lƣợng với độ dẫn điện mol: e. m   .Z . gl (v  v  v ) oo Thứ nguyên: 1dlg 1cm2 .g Sự phụ thuộc của độ dẫn điện đƣơng lƣợng vào nồng độ dung dịch: pl us Đối với chất điện li mạnh trong dung dịch loãng:     A C (phƣơng trình Konraxo) Đối với chất điện li yếu: 1   1   Với: C là nồng độ dung dịch KC là hằng số phân li 8 C 2  KC Nếu  là độ dẫn điện đƣơng lƣợng ở độ loãng vô tận thì đối với chất điện li yếu:    2  (   )C Linh độ ion [7] hơ n KC  Tốc độ chuyển động vi (cm/s) của ion phụ thuộc vào cƣờng độ điện trƣờng vi cm2 / s.V   E Q Ui  uy N E (V/cm). Đại lƣợng vi/ E đƣợc gọi là tốc độ tuyệt đối U. Kè m Đối với dung dịch ở độ loãng cao, linh độ ion liên hệ với bán kính ion solvat Zi e ạy hóa bằng công thức: 6 ri /+ D Ui  Trong đó: e là điện tích cơ bản của electron. co m  là độ nhớt của dung dịch. Khái niệm linh độ ion: Là tốc độ chuyển động của các ion ở độ loãng vô tận gl e. hoặc tốc độ tuyệt đối. oo   Công thức:      .g Đơn vị: 1dlg1cm2 pl us Mối liên hệ giữa linh độ ion với tốc độ tuyệt đối U của ion:    U  F    U  F Trong đó: U+, U- là tốc độ tuyệt đối. F: Hằng số Faraday, F = 96500 Culông. 9 Số tải của ion [1] [7] Khái niệm: Đặc trƣng cho phần điện lƣợng đƣợc tải đi bởi một ion trong dung dịch đặt trong điện trƣờng ngoài. Công thức: ti  qi  qi hơ n Mối liên hệ giữa số tải của ion và linh độ ion: N t    t  uy Trong đó: Q t+ là số tải cation. m t- là số tải anion. Kè  ,  là độ dẫn điện đƣơng lƣợng của cation và anion. q   q  q    /+ D t  ạy Nếu dung dịch chất điện li 1-1 chứa cation và anion ta có: và t  t  1 co m q  t   q  q    Phƣơng pháp xác định số tải ion [1] gl e. Phương pháp Hittof: oo TH1: Bỏ qua sự sonvat hóa ion, ta có: .g t  us ma ma  mc mc mc  ma pl t  Trong đó: ma là độ giảm lƣợng chất điện li ở khu anot. mc là độ giảm lƣợng chất điện li ở khu catot. TH2: Có sự sonvat hóa ion: ma F t  1  t t  10 Trong đó ma là độ tăng số đƣơng lƣợng gam ở khu anot. Phương pháp ranh giới di động: FVC 1000 It FVC  1000 It t  t hơ n Với: C+, C-: Nồng độ đƣơng lƣợng của cation và anion. F: Hằng số Faraday (F = 96500 Culông) m Kè Khái quát về thế điện cực [2] [3] [7] Q  Thế điện cực của pin điện uy 1.2.1.2. Pin điện và dung dịch [1] [2] [3] [5] [7] N V: Thể tích dd giới hạn bởi hai vị trí đầu và cuối vạch ranh giới. Trên ranh giới phân chia hai pha gồm một tấm kim loại dùng làm điện ạy cực (vật dẫn loại 1) và dung dịch điện li (vật dẫn loại 2) xuất hiện một hiệu /+ D thế gọi là thế điện cực. co m Độ lớn xác định bằng phƣơng trình Nernst: a RT ln ox nF ak gl e. Trong đó:   0  oo R là hằng số khí (R= 8.314 J/K.mol) .g T là nhiệt độ tuyệt đối (K) us F là hằng số Faraday (F = 96500 Culông) n là số electron trao đổi trong phản ứng điện cực pl 0 là thế điện cực chuẩn của điện cực aox, ak là hoạt độ của dạng oxi hóa, dạng khử của chất tham gia phản ứng Ở 250C, thay giá trị của R, F và chuyển sang logarit thập phân ta có:   0  0, 0591 aox lg n ak Phân loại điện cực [5] 11 Điện cực loại 1: Cấu tạo: Kim loại nhúng vào dung dịch muối của nó hoặc phi kim ở trong dung dịch có ion của nó. Công thức chung: Mz+/ M VD: Cu2+/ Cu Z /M / Cu RT lna 2 2 F Cu O  Cu2 / Cu  O  M Z  / M  N Tổng quát: M 2 RT ln aM Z  nF uy Thế điện cực: Cu hơ n Phản ứng điện cực: Cu2+ + 2e ⇄ Cu m Q Điện cực loại 2: Kè Cấu tạo: Gồm một kim loại bị bao phủ bởi một hợp chất khó tan (muối khó tan), nhúng vào dung dịch chứa anion của hợp chất khó tan. ạy Công thức chung: M/ MX/ Xn- /+ D Phản ứng điện cực: MX + ne ⇄ M+ Xn- m Ở 250C, phƣơng trình thế điện cực loại 2 có dạng: 0 M / MX / X  M / MX / X  0,0591lga X n co n n e. VD: Điện cực clorua bạc oo gl Sơ đồ điện cực: Ag/ AgCl/ KCl (HCl) Phản ứng điện cực: AgCl + 1e ⇄ Ag + Cl- us .g 0 Thế điện cực ở 250C:  Ag / AgCl /Cl   Ag / AgCl /Cl  0, 0591lg aCl    0 Với  Ag / AgCl / Cl  0, 2224V   Ag / AgCl / Cl  0, 2224  0, 0591lg aCl   pl  VD: Điện cực Calomen Sơ đồ điện cực: Hg/ Hg2Cl2 / ClPhản ứng điện cực: Hg2Cl2 + 2e ⇄ 2Hg + 2ClThế điện cực ở 250C: Hg /Hg 0 Với Hg / Hg 2 Cl2 / Cl  2 Cl2 /Cl   0, 242V  Hg / Hg 0  Hg /Hg 2 Cl2 / Cl  12 2 Cl2 / Cl   0, 0591lg aCl   0, 242  0, 0591lg aCl  VD: Điện cực thủy ngân sunfat: Sơ đồ điện cực: Hg/ Hg2SO4, H2SO4 Phản ứng điện cực: Hg2SO4 + 2e ⇄ 2Hg + SO422 0 Với Hg / Hg SO 2 4 /SO2 4 4 0   Hg /Hg SO 2 /SO4 2  0, 6156V  Hg / Hg SO 2 4 /SO2 4  2 4 /SO 4 0, 0591 lg aSO2 4 2  0, 6156  0, 0296lg aSO2 4 hơ n Thế điện cực ở 250C: Hg /Hg SO Nhận xét: uy Khả năng hồi phục thế của điện cực rất nhanh. N Điện cực loại 2 đƣợc sử dụng rất phổ biến do: Q Giá trị thế ổn định. m Điện cực khí: Kè Cấu tạo: Từ kim loại trơ. Ví dụ platin hấp phụ khí dùng làm điện cực tiếp xúc ạy với dung dịch chứa ion của chất khí đó. /+ D Trong các điện cực khí, điện cực hiđro có ý nghĩa quan trọng nhất. Sơ đồ điện cực: Pt (H2)/ H+ co m Phản ứng điện cực: 2H+ + 2e ⇄ H2  / H2 0  2 H  / H  2 e. Thế điện cực ở 250C: 2 H 2 RT aH  ln 2F PH 2   0, 0591lg aH   0, 0295lg PH 2 oo 2 H gl Ở 250C phƣơng trình có dạng: / H2 .g  2 H  / H  0, 0591 pH  0, 0295lg PH 2 2 us Khi aH  1, PH  1atm thì 2 H 2  / H2  0 gọi là thế điện cực tiêu chuẩn hiđro. pl  Điện cực hỗn hỗng: Cấu tạo: Là một hệ gồm hỗn hống kim loại tiếp xúc với dung dịch chứa ion kim loại đó. Sơ đồ điện cực: Mz+/ M (Hg) 13 Điện cực oxi hóa khử: Cấu tạo: Là một hệ gồm dây dẫn kim loại trơ (ví dụ platin) tiếp xúc với một dung dịch có chứa chất oxi hóa và chất khử. Phân loại: Điện cực oxi hóa đơn giản: Gồm 1 dây Pt tiếp xúc với 1 dung dịch gồm hơ n chất oxi hóa và chất khử. Phản ứng điện cực: Fe3+ +1e ⇄ Fe2+ 0, 0591 aax lg n ak aFe3 uy 0   Fe3 / Fe2  0, 0591lg aFe2 Q / Fe 2 m Tổng quát:    0  3 Kè Thế điện cực ở 250C: Fe N VD: Pt/ Fe3+, Fe2+ ạy Điện cực oxi hóa khử hỗn hợp: Khác với điện cực oxi hóa khử đơn giản, /+ D trong thành phần dung dịch không chỉ có chứa chất oxi hóa và chất khử mà còn có mặt thành phần của axit (H+) hoặc bazơ (OH-) đóng vai trò là môi m trƣờng phản ứng. co VD: Pt/ MnO4-, Mn2+, H+ gl e. Phản ứng điện cực: MnO4- + 5e + 8H+ ⇄ Mn2+ + 4H2O oo Thế điện cực: MnO4 , H  / Mn2   0  MnO4 , H  / Mn 2 8 RT aMnO4 aH   ln 4 5F aMn2 aH 2 0 us .g Ở 250C, thay các giá trị của R, F và chuyển sang logarit thập phân, phƣơng pl trình có dạng: MnO   2 4 , H / Mn  1,507  0, 0945 pH  0, 0118lg aMnO 4 4 aMn2 aH 2 0 Điện cực quinhidron: Khi nhúng 1 sợi dây platin vào dung dịch chứa một ít quinhidron. Sơ đồ điện cực: Pt/ C6H4O2, H+,C6H4(OH)2 Phản ứng điện cực: C6H4O2 + 2 H+ + 2e ⇄ C6H4(OH)2 14