BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO
§¹i häc ®µ n½ng



BÁO CÁO TÓM TẮT
ĐỀ TÀI KHOA HỌC VÀ CÔNG NGHỆ
CẤP ĐẠI HỌC ĐÀ NẴNG

NGHIÊN CỨU XÂY DỰNG CHƯƠNG TRÌNH MÔN HỌC ĐIỆN HÓA
HỌC (ELECTROCHEMISTRY) PHỤC VỤ DẠY HỌC TĂNG CƯỜNG
TIẾNG ANH TẠI ĐẠI HỌC ĐÀ NẴNG

Mã số: Đ2013-03-49-BS

Chủ nhiệm đề tài: PGS.TS. Lê Tự Hải

§µ N½ng, 11/2014

1


2


MỞ ĐẦU
1. TÍNH CẤP THIẾT CỦA ĐỀ TÀI
Điện hóa học là một bộ phận của Hóa lý, trong đó nghiên cứu những tính
chất vật lý của hệ ion, cũng như các quá trình và hiện tượng trên ranh giới phân
chia pha có sự tham gia của các phần tử tích điện (electron và ion). Bởi vậy, điện
hóa bao gồm tất cả các dạng tương tác giữa các phần tử tích điện linh động trong



4. NỘI DUNG NGHIÊN CỨU:
4.1. Nghiên cứu cơ sở lý luận về phát triển chương trình giáo dục/đào tạo
1.1. Khái niệm chương trình đào tạo
1.2. Các tiếp cận phát triển chương trình đào tạo
1.3. Các nội dung của phát triển chương trình đào tạo
1.4. Cấu trúc chương trình đào tạo
4.2. Xây dựng chương trình môn học Electrochemistry theo hướng tăng
cường tiếng Anh cho sinh viên Đại học Đà Nẵng
2.1. Phân tích nhu cầu
2.2. Xác định mục đích và mục tiêu đào tạo
2.3. Thiết kế chương trình
4.3. Thẩm định chương trình đào tạo đề xuất
3.1. Các phương pháp đánh giá chương trình đào tạo
3.2. Đánh giá của chuyên gia
4.4. Viết báo cáo và nghiệm thu đề tài
5. CÁCH TIẾP CẬN, PHƯƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU
5.1. Cách tiếp cận: Tiếp cận tham khảo các chương trình môn học Electrochemistry
của một số trường Đại học thuộc các nước phát triển trên thế giới và chương trình
môn Điện hóa học của các trường Đại học trong nước.
5.2. Phương pháp nghiên cứu: Đề tài sử dụng các phương pháp: phân tích, tổng
hợp, phân loại và hệ thống hóa lý thuyết trong tất cả các khâu của thiết kế chương
trình đào tạo.
6. Ý NGHĨA KHOA HỌC VÀ THỰC TIỄN CỦA ĐỀ TÀI
Chương trình môn học về Điện hóa học (Electrochemistry) theo hướng tăng
cường tiếng Anh dành cho sinh viên và học viên Sau đại học của Đại học Đà Nẵng
được thiết kế, triển khai sử dụng, qua đó nâng cao chất lượng giáo dục đào tạo nói
chung của Đại học Đà Nẵng, đáp ứng yêu cầu đổi mới căn bản và toàn diện giáo
dục đại học Việt Nam.

một số ứng dụng của điện hoá học như: nguồn điện hoá học, điện phân, phương
pháp phân tích điện hoá, ăn mòn và bảo vệ kim loại ...
4. Nội dung chi tiết học phần và hình thức dạy học:
4.1. Nội dung cụ thể:
Chương 1: Dung dịch chất điện li (3t)
1.1. Khái niệm chất điện li
1.2. Những bằng chứng thực nghiệm về sự tồn tại các ion trong dung dịch chất
điện li
1.3. Thuyết điện li Arrhenius
Chương 2. Tương tác ion - lưỡng cực dung môi trong dung dịch chất điện ly
(1t)
2.1. Nguyên nhân của sự điện ly và tương tác ion - lưỡng cực dung môi
2.2. Năng lượng mạng lưới tinh thể
5


2.3. Năng lượng solvat hóa
Chương 3. Tương tác ion - ion trong dung dịch chất điện ly (4t)
3.1. Hoạt độ và hệ số hoạt độ
3.2. Thuyết Debey - Huckel
3.3. Năng lương tương tác giữa ion trung tâm và khí quyển ion
3.4. Tính hệ số hoạt độ theo thuyết Debey - Huckel
3.5. Sự phát triển của thuyết Debey - Huckel
3.6. ứng dụng của thuyết Debey - Huckel cho chất điện ly yếu
3.7. ứng dụng thuyết Debey - Huckel để tính độ tan
3.8. Sự liên hợp ion trong các dung dịch điện ly
3.9. Các chất đa điện ly và chất điện ly nóng chảy
Chương 4: Sự dẫn điện của dung dịch điện li (4 t)
4.1. Độ dẫn điện của dung dịch chất điện li
4.2. Một số trường hợp đặc biệt của độ dẫn điện các dung dịch chất điện li

8.5. Tổng hợp các hợp chất hữu cơ - vô cơ bằng phương pháp điện hoá
Chương 9: ăn mòn và bảo vệ kim loại (4t)
9.1. ăn mòn kim loại
9.2. Sự thụ động kim loại
9.3. Bảo vệ kim loại
4.2. Hình thức tổ chức dạy học:
Tên chương
Số tiết lý
thuyết
Chương 1: Dung dịch
chất điện li
Chương 2: Tương tác
ion-lưỡng cực dung
môi
Chương 3: Tương tác
ion - ion trong dung
dịch chất điện li
Chương 4: Sự dẫn
điện của dung dịch
điện li
Chương 5: Nhiệt
động học điện hóa
Chương 6: Lớp điện
kép trên ranh giới
điện cực - dung dịch
Chương 7: Động học
các quá trình điện
hoá
Chương 8: Một số
ứng dụng của lĩnh


1, 2, 3, 4

2,5

0,5

1

1, 3, 4

4

1

1

1, 2, 3, 4

1,5

0,5

1,5

0,5

1

1, 3, 4, 9

C.A.C. Sequeira, Environmental Oriented Electrochemistry, Elsevier, AmsterdamLondon-New york-Tokyo, 1994
Denny A. Jones, Principle and prevention of corrosion, Prentice Hall - USA,
1996.
Demetrios Kyriacou, Modern Electroorganic chemistry, Springer- Verlag, Berlin
NewYork - London - 1994.
9. David K. Gosser, Jr., Cyclic Voltammetry, The City College of New York 1993.
10. Robert Cottis, Electrochemical Impedance and Noise, NACE - 2000.
11. Donald T. Sawyer, Electrochemistry for Chemists, Willey InterScience
Publication, 1995.
12. R. Winston Revie and Herbert H. Uhlig, Corrosion and corrosion control - An
Introduction to Corrosion Science and Engineering, A John Wiley & Sons, Inc.,
Publication, Canada 2008.
6. Phương pháp đánh giá học phần:
Nội dung
- Chuyên cần, thái độ học tập
- Kiểm tra giữa kì
- Thi học phần

Trọng số
0,2
0,2
0,6
Cộng 1,0
Đà Nẵng, ngày tháng năm 2014
Người biên soạn

Duyệt của Khoa hoặc Bộ môn

PGS. TS. Lê Tự Hải
8

equal unity.
7- How will the pH change if we double the amount of water in (a) a 0.2 M
solution of HCl, (b) a 0.2 M solution of CH3COOH, (c) a solution containing
0.1 mol/l of CH3COOH and 0.1 mol/l of CH3COONa.
8- What is the concentration of an acetic acid solution whose pH is 5.2?
9- How many times is the hydrogen ion concentration in the blood (pH =
7.36) greater than in the spinal fluid (pH = 7.53)?

9


10- How will the acidity of a 0.2 N solution of HCN change when 0.5 mol/l
of potassium cyanide KCN is added to it? (a) It will grow; (b) it will
diminish; (c) it will not change.
CHAPTER 2
THE INTERACTION OF ION – DIPOLE IN THE ELECTROLYTIC
SOLUTIONS
2.1. The dissociation process
2.2. Lattice energy of ion crystals
2.3. Hydration energy

CHAPTER 3
THEORY OF IONIC INTERACTION
3.1. Ionic activity and activity coefficient
3.2. The Debye-Hückel theory
3.2.1. The assumptions of Debye-Hückel theory
3.2.2. The Debye-Hückel model of electrolytic solutions
3.3. The energy of ionic interaction
3.4. Calculation of activity coefficients
3.5. Further development of the Debye- Hückel theory

calculation of the ionic strength of the following electrolytes from their respective
concentration C:
a) KCl, NaCl, HNO3
b) CaCl2, Na2SO4
c) MgSO4, ZnSO4
d) K4[Fe(CN)6]
e) Cr2(SO4)3
f) Calculate the ionic strength of the solutions of the electrolytes a) – e) at
concentration C = 0.01 mol dm-3.
g) Three salts are dissolved in one solution: Mg(NO3)2 0.003, MgSO4 0.005,
K2SO4 0.007 mol dm-3. Calculate the ionic strength of the solution.
8- By means of the Debye-Huckel limiting law calculate the mean activity
coefficient of the solutions of strong electrolytes in Exercise 5. a), b) at
concentration c = 0.001 mol dm-3.
9- Consider solutions of hydrochloric acid HCl, strong acid) with the respective
concentrations a) 0.0001, b) 0.001, and c) 0.01 mol dm-3. By the same way in
Exercise 6., calculate the respective log of HCl and pH values of the solutions
with regard to the mean activities of HCl.
10- The solubility product of silver chloride (AgCl) in water is Ks = 1.56x10-10
(25oC). Calculate the respective solubilities s (mol dm-3) of AgCl:
a) In pure water. Is the activity coefficient important in this case?
b) In the aqueous solution of MgSO4 0.001 mol dm-3, using the mean activity
coefficient calculated after the Debye-Huckel limiting law.
c) In the solution of NaCl 0.02 mol dm-3, neglecting the activity coefficient.
d) In the same solution of NaCl, more precisely, using the mean activity
coefficient, calculated as in b).
e) Convert the solubilities (mol dm-3) calculated in a)-d) into mg of silver in 1
dm3 of solution.
11


The conductivity of the water used to make the solution is 1.60×10-4S·m-1 at the
same temperature. Calculate the solubility of silver chloride in water at 25℃.
2- At 25℃，
(NaAc) = 91.0×10-4 S·m2·mol–1，
(HCl) = 426.2×10-4 S·m2·mol–1，
(NaCl) =126.5×10-4 S·m2·mol–1，
12


What is the molar conductivity of HAc at 25℃?
3- A conductivity cell when standardized with 0.01 M KCl was found to have a
resistance of 189 . With 0.01M ammonia solution the resistance was 2460 .
Calculate the base dissociation constant of ammonia, given the following molar
conductivities at these concentrations: (K+) = 73.5 -1 cm2 mol-1; (NH4+) = 73.4
-1 cm2 mol-1; (OH-) = 198.6 -1 cm2 mol-1.
4- The quantity l/A of a conductance cell is called the cell constant. Find the cell
constant for a conductance cell in which the conductance, G, of a 0.100 M KCl
solution is 0.01178 S at 25oC. The equivalent conductance for 0.100 M KCl at
25oC is 128.96 S cm2 mol-1. If a 0.0500 M solution an electrolyte has a measured
conductance of 0.00824 S using this cell, what if equivalent conductance of the
electrolyte?
5- The electrolytic conductivity of a 0.001 M solution of na2SO4 is 2.6 x 10-4 -1
cm-1. If the solution is saturated with CaSO4, the conductivity becomes 7.0 x 10-4
-1 cm-1. Calculate the solubility product for caSO4, using the following molar
conductivities at these concentrations.
6- The electrolytic conductivity of a saturated solution of silver chloride, AgCl, in
pure water at 25oC is 1.26 x 10-6 -1 cm-1 higher that that for the water used.
Calculate the solubility of AgCl in water if the molar ionic conductivities are Ag+,
61.9 -1cm2mol-1; Cl-, 76.4 -1 cm2 mol-1.
7- The molar conductivities of 0.001 M solutions of potassium chloride, sodium

5.3. The electrode potential
5.3.1. Electrode
5.3.2. Equilibrium electrode potential. The Nernst equation
5.4. Classification of electrodes
5.4.1. Electrodes of the first kind
5.4.2. Electrodes of the second kind
5.4.3. Gas electrodes
5.4.4. Amalgam electrodes
5.4.5. Oxidation-reduction or Redox electrodes
5.4.6. The membrane electrodes
5.5. The method of determining electrode potential
5.6. Galvanic cell
5.6. The relationship between cell e.m.f with thermodynamic data
5.7. The factors influence to cell e.m.f
5.7.1. The concentration dependence of cell e.m.f
5.7.2. The temperature dependence of cell e.m.f
5.7.3. The pressure dependence of cell e.m.f
5.8. Electrochemical cells
5.8.1. Principles of classification of electrochemical cells
5.8.2. The convention in the electrochemical cells
5.8.3. Types of electrochemical systems
5.8.3.1. Physical cells
5.8.3.2. Concentration cells
5.8.3.3. Chemical cells
5.9. Applications of cell e.m.f’s
5.9.1. Determination of mean ion activity coefficients
5.9.2. Determination of transport number
5.9.3. Determination of equilibrium constants of redox reactions
14


5- Calculate E° for the electrode Fe3+/Fe(s) from the standard potential of the
couples Fe3+/Fe2+ and Fe2+/Fe(s)
6- Find the standard potential of the cell
Cu(s) | Cu2+ || Cl– | AgCl(s) | Ag(s)
and predict the direction of electron flow when the two electrodes are connected.
7- Write the reactions of the following cell and calculate the EMF at 25℃ when
b(HCl)=0.1mol kg-1.
15


P t |H

2

( g , 1 0 0 k P a ) |H C l( b ) |A g C l( s ) |A g

8- What is the equilibrium constant for the following reaction at 250C?
Fe2+ (aq) + 2Ag (s)
 Fe (s) + 2Ag+ (aq)
9- Will the following reaction occur spontaneously at 250C if [Fe2+] = 0.60 M and
[Cd2+] = 0.010 M?
Fe2+ (aq) + Cd (s)
 Fe (s) + Cd2+ (aq)
10The
following
cell
was
set
up:
Hg(l)

Q.QH2, is a complex of quinine, C6H4O2 = Q, and hydroquinone, C6H4O2H2 =
QH2). The electrode half-reaction is Q(aq) + 2H+(aq) + 2e QH2(aq), Eo = +0.699
V. If the cell Hg/Hg2Cl2(s)/HCl(aq)/Q.QH2/Au is prepared, and the measured cell
16


potential is +0.190 V, what is the pH of the HCk solution? Assume that the DebyeHuckel limiting law is applicable.
CHAPTER 6
THE ELECTRICAL DOUBLE LAYER
AT THE ELECTRODE-ELECTROLYTE INTERFACE
6.1. General properties
6.2. The models of double layer
6.2.1. The parallel-plate condenser theory of the double layer
6.2.2. The diffuse-layer theory
6.2.3. The adsorption theory of the double layer
6.3. The methods for studying the structure of double layer
6.3.1. Electrocapillarity
6.3.2. Contact angle method
CHAPTER 7
THE KINETICS OF ELECTRODE PROCESSES
7.1. Basic concepts
7.1.1. The electromotive force of polarization
7.1.2. Electrode polarization
7.1.3. Overpotential
7.1.3.1. Difusion overpotential
7.1.3.2. Chemical overpotential
7.1.3.3. Electrochemical overpotential
7.2. Decomposition potentials
7.3. The rate of electrochemical process
7.3.1. The current density

7- What are the conditions that allow a metal to be deposited from aqueous acidic
solution before hydrogen evolution occurs significantly at 293 K? Why may silver
be deposited from aqueous silver nitrate?
8- The overpotential for hydrogen evolution on cadmium is about 1 V at current
densities of 1 mA cm-2. Why may cadmium be deposited from aqueous cadmium
sulphate?
9- The exchange current density for H+ discharge at zinc is about 50 pA cm-2. Can
zinc be deposited from a unit activity aqueous solution of a zinc salt?
10- A 0.10 M FeSO4(aq) solution is electrolysed between a magnesium cathode
and a platinum anode with a current density of 1.50 mA cm-2. The hydrogen
overpotential is 0.60 V. What will be the concentration of Fe2+ ions when evolution
of H2 just begins at the cathode? Assume all activity coefficients are unity.
CHAPTER 8
APPLICATIONS OF ELECTROCHEMISTRY
8.1. The basic concepts
8.1.1. Faraday’s Laws
8.1.2. Coulometer
8.1.3. Current and voltage efficiency
8.1.4. Galvanic and Electrolytic Cells
8.2. Electrochemical processes as sources of energy
18


8.2.1. Primary cells
8.2.2. Storage batteries (Secondary cells)
8.2.3. Lithium-ion battery
8.2.4. Fuel cells
8.3. Electrolysis
8.3.1. Process of electrolysis
8.3.2. Oxidation and reduction at the electrodes

tabulated data to calculate the efficiency of a fuel cell in which the reaction H2(g) +
1/2O2(g) → H2O(g) occurs under standard conditions.
5- The silver–zinc battery has the highest energy density of any rechargeable
battery available today. Its use is presently limited to military applications,
primarily in portable communications, aerospace, and torpedo-propulsion systems.
The disadvantages of these cells are their limited life (they typically last no more
than about 2 yr) and their high cost, which restricts their use to situations in which
cost is only a minor factor. The generally accepted equations representing this type
of battery are as follows:
2AgO(s)+Zn(s)+H2O(l)→Ag2O(s)+Zn(OH)2(aq) E°=1.85 V
Ag2O(s)+Zn(s)+H2O(l)→2Ag(s)+Zn(OH)2(aq) E°=1.59 V
a) Write the overall cell reaction and calculate E°cell.
b) If the cell is 75% efficient, what is the maximum amount of work that
can be generated from this type of battery?
c) Use tabulated data to calculate the maximum work that can be
generated by a lead storage cell. If a silver–zinc battery is operating at
100% efficiency, how do the two batteries compare?
6- One of the most important electrolytic processes used in industry is the
electrolytic reduction of acrylonitrile (CH2CHCN) to adiponitrile [NC(CH2)4CN].
The product is then hydrogenated to hexamethylenediamine [H2N(CH2)6NH2], a
20


key component of one form of nylon. Using this process, Monsanto produces about
200,000 metric tons of adiponitrile annually. The cathode reaction in the
electrochemical cell is as follows:
2CH2CHCN + 2H+ + 2e− → NC(CH2)4CN
The cost of electricity makes this an expensive process. Calculate the total
number of kilowatt-hours of electricity used by Monsanto each year in this
process, assuming a continuous applied potential of 5.0 V and an

9.2. The passivity of metals
21


9.3. Methods of corrosion prevention
9.3.1. Protection of metal by corrosion inhibitors
9.3.2. Cathodic protection
9.3.2.1. Cathodic protection by Impressed Current
9.3.2.2.Cathodic protection by Sacrificial Anode
9.3.2. Anodic protection
EXERCISES
1- For each group below, determine which metal has a thermodynamic tendency
to corrode in moist air at pH = 7. Take as a criterion of corrosion a metal ion
concentration of at least 10-6 mol dm-3.
a) Fe, Cu, Pb, Al, Cr, Co
b) Ni, Cd, Mg, Ti, Mn
2- Estimate the magnitude of the corrosion current for a patch of zinc of area
0.25 cm2. Take the exchange current densities as 1 A cm-2 and the local ion
concentrations as 1 mol dm-3.
3- The corrosion potential of iron immersed in a de-aerated acidic solution of pH
= 3 is -0.720 V as measured at 25oC relative to the standard calomel electrode
with potential 0.2802 V. A Tafel plot of cathodic current density against
overpotential yields a slope of 18 V-1 and the hydrogen ion exchange current
density io = 0.10 A cm-2. Calculate the corrosion rate in milligrams of iron per
square centimeter per day (mg cm-2 d-1).
4- Suppose an old wooden sailboat, held together with iron screws, has a bronze
propeller (recall that bronze is an alloy of copper containing about 7%–10% tin).
1. If the boat is immersed in seawater, what corrosion reaction will occur?
What is E°cell?
2. How could you prevent this corrosion from occurring?

g) magnesium sacrificial anodes are preferred over zinc when a vessel is
kept in fresh water.
h) Monel (an alloy that contains mostly nickel and copper) is preferred
over stainless steel for freshwater tanks.
Metal
E versus Ag/AgCl (V)
titanium
0.02
Monel [Ni(Cu)] −0.06
Ni(Al) bronze
−0.16
lead
−0.20
manganese bronze−0.29
brass
−0.30
copper
−0.31
tin
−0.31
stainless steel
−0.49
aluminum
−0.87
zinc
−1.00
magnesium
−1.60

23