Header Page 1 of 113.

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

Footer Page 1 of 113.


Header Page 2 of 113.

2

Footer Page 2 of 113.

3. ĐỐI TƯỢNG VÀ PHẠM VI NGHIÊN CỨU
3.1. Đối tượng nghiên cứu: Chương trình môn học Electrochemistry phục vụ dạy
học tăng cường tiếng Anh tại Đại học Đà Nẵng.
3.2. Phạm vi nghiên cứu: Chương trình môn học Electrochemistry xây dựng theo
hướng tích hợp, nội dung môn học được thể hiện bằng tiếng Anh. Nội dung
chương trình thuộc khối kiến thức đại cương, hướng đến phục vụ đa số sinh viên
Đại học Đà Nẵng. Hiện môn học này đang được giảng dạy tại các lớp Chương
trình tiên tiến Hóa dược, Cử nhân Hóa học thuộc trường ĐH Sư phạm – ĐHĐN.

3

Footer Page 3 of 113.


Header Page 4 of 113.
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

1. Mô tả học phần:
Học phần gồm 30 tiết trong đó có 23 tiết lý thuyết và 7 tiết thực hành bài tập.
Nội dung chính của học phần này trình bày về các quá trình điện hoá trên ranh giới
pha, khái niệm về điện cực, quá thế, cơ chế và các qui luật của động học điện hoá.
Ngoài lĩnh vực lý thuyết, thì học phần còn đề cập một số lĩnh vực ứng dụng của
điện hoá học như: nguồn điện hoá học, tổng hợp các chất hữu cơ, vô cơ bằng
phương pháp điện hoá, nghiên cứu ăn mòn và bảo vệ kim loại ...
2. Điều kiện tiên quyết:
- Các học phần sinh viên phải học trước học phần này: các học phần hoá
học cơ bản như: hoá đại cương, nhiệt động học, hữu cơ, vô cơ. Các học
phần khác như toán, vật lý.
- Các học phần tiên quyết phải tích luỹ trước khi học học phần này (phải
đạt từ 5 điểm trở lên mới được học học phần này): các học phần hoá học
cơ bản như: hoá đại cương, nhiệt động học; các học phần toán, vật lý
3. Mục tiêu của học phần:
Cung cấp những kiến thức cơ bản về dung dịch, các quá trình điện hoá và
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

Chương 6: Lớp điện kép trên ranh giới điện cực - dung dịch (2t)
6.1. Sự hình thành lớp điện kép
6.2. Các thuyết về cấu trúc lớp kép
6.3. Phương pháp nghiên cứu lớp kép
Chương 7: Động học các quá trình điện hoá (3t)
7.1. Đặc trưng chung của các quá trình điện hoá
7.2. Sự phân cực điện cực - quá thế
7.3. Thế phân huỷ
7.4. Tốc độ quá trình điện cực
7.5. Động học một số quá trình điện hoá

6

Footer Page 6 of 113.


Header Page 7 of 113.
Chương 8: Một số ứng dụng của lĩnh vực điện hoá (3t)
8.1. Một số khái niệm cơ sở
8.2. Điện kết tinh kim loại
8.3. Một số ứng dụng trong phân tích điện hoá
8.4. Nguồn điện hoá học
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


0,5

Số tiết Tài liệu học
bài tập
tập, tham
khảo cần
thiết
1
1, 2, 4

1

1, 2, 4

2,5

0,5

1

1, 2, 3, 4

2,5

0,5

1

1, 3, 4

2

1

1

1, 7, 11, 12

7

Footer Page 7 of 113.

Số tiết
thảo luận

1, 2, 4


Header Page 8 of 113.

5. Tài liệu tham khảo:
L.I. Antropov, Theoretical Electrochemistry, Mir Publishers, Moscow, 1977.
Peter Atkins, Julio de Paula, Physical Chemistry - Eight Edition, W.H. Freeman
and Company, New York, 2006.
R.Gaboriaud, Physico - Chimie des Solutions, Masson, Paris, 1996.
Carl H. Hamann, Andrew Hamnett, Wolf Vielstich, Electrochemistry, New York Toronto, 2005
J. Volke- F. Liska, Electrochemistry in Organic Synthesis, Springer- Verlag, 1994.
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.


Header Page 9 of 113.
CHAPTER 1
ELECTROLYTES, ELECTROLYTIC DISSOCIATION AND ARRHENIUS
THEORY OF ELECTROLYTIC DISSOCIATION
1.1. Electrolytes
Chemical compounds that are dissociated into ions in solid, liquid or
dissolved forms are termed electrolytes.
1.2. The Arrhenius theory of electrolytic dissociation
1.3. Applications of the theory of electrolytic dissociation
1.3.1. The osmotic properties of electrolytes
1.3.2. Thermochemical effects in electrolytic solutions
1.3.3. Chemical equilibrium in electrolytic solutions
1.3.3.1. Electrolytic dissociation of water
1.3.3.2. Buffer capacity of solutions
1.4. Shortcomings of the theory of electrolytic dissociation
EXERCISES
1- The dissociation constant of butyric acid C3H7COOH is 1.5 x 10-5.
Calculate the degree of its dissociation in a 0.005 M solution.
2- The degree of dissociation of formic acid HCOOH in a 0.2 N solution is
0.03. Determine the dissociation constant of the acid and the value of pK.
3- How much water must be added to 300 mL of 0.2 M solution of acetic
acid for the degree of dissociation of the acid to double?
4- Calculate the concentration of CH3COO- ions in a solution, one litre of
which contains one mole of CH3COOH and 0.1 mole of HCl, assuming the
dissociation of the latter to be complete.
5- How will the hydrogen ion concentration lower if 0.05 mole of sodium
acetate is added to one litre of a 0.005 M acetic acid solution?
6- Calculate the pH of a 0.1 N solution of acetic acid containing, in addition,
0.1 mol/l of CH3COONa. Assume that the activity coefficients of the ions

3.3. The energy of ionic interaction
3.4. Calculation of activity coefficients
3.5. Further development of the Debye- Hückel theory
3.6. Applications of the Debye-Huckel equation
3.6.1. Determination of thermodynamic equilibrium constants
3.6.2. Effect of ionic strength on ion reaction rates in solution
3.7. Ion association
3.8. Polyelectrolytes
EXERCISES
1- Calculate the approximate values of the activity of the K+ and SO42- ions in a
0.01 M solution of K2SO4.
2- Calculate the ionic strength and the activity of the ions in a solution containing
0.01 mol/l of Ca(NO3)2 and 0.01 mol/l of CaCl2.
3- Determine the molar activity coefficient of Ca2+ at 25oC using relevant Debye
Huckel Equation in the following solution:
a) 0.0004 mole of HCl and 0.0002 mole of CaCl2 in one liter solution
b) 0.004 mole of HCl and 0.002 mole of CaCl2 in one liter solution.
4- The stoichiometric mean activity coefficient at 25 oC of the sulphuric acid in a
mixture of 1.5 molal sodium sulphate (Na2SO4) + 2 molal H2SO4 is 0.1041. If the

10

Footer Page 10 of 113.


Header Page 11 of 113.
second dissociation constant, K2, for sulphuric acid is 0.0102 and the pH of the
solution is - 0.671, calculate:
a) the molal activity of H2SO4
b) the molal activity of SO42c) the molal activity of HSO4d) the mean activity of H2SO4

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

Footer Page 11 of 113.


Header Page 12 of 113.
CHAPTER 4
ELECTRICAL CONDUCTANCE OF ELECTROLYTIC SOLUTION
4.1. Basic concepts
4.1.1. The specific conductance
4.1.2. The equivalent conductance
4.1.3. Effect of factors on the conductance of electrolyte solutions
4.1.3.1. Effect of concentration
4.1.3.2. Effect of temperature
4.2. Anomalies in electrical conductance. Some special cases of conduction
4.2.1. The abnormal mobility of hydrogen and hydroxyl ions
4.2.2. The anomalous conductance of nonaqueous electrolyte solutions
4.2.3. The character of solvated electrons
4.3. The absolute velocities and mobilities of ions
4.4. The relationship between ion mobility and conductance
4.5. Measurement of conductivity
4.6. Application of conductivity measurements
4.6.1. Determination of molar conductivities at infinite dilution
4.6.2. Solubilities of sparingly soluble salts
4.6.3. The ionic product of self-ionizing solvents
4.6.4. Dissociation constants of weak electrolytes, e.g. weak acids

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
chloride, and potassium sulphate {1/2K2SO4} are 149.9, 126.5, and 153.3 -1 cm2
mol-1, respectively. Calculate an approximate value for the molar conductivity of a
solution of sodium sulpahte of the same concentration.
8- The conductivity of a 0.0312 M solution of a weak base is 1.53 x 10-4 S cm-1. If
the sum of the limiting ionic conductances for BH+ and OH- is 237.0 S cm2 mol-1,
what os the value of the base constant Kb?
9- The electric resistance (R) of several strong electrolyte solutions was measured
at 25oC, all the solutions were measured in the same conductivity cell. The
following resistances were found for the respective solutions of HCl 468 , NaCl
1580 , and NaNO3 650 , while the respective concentrations of all the solutions
were the same, c = 0.002 mol dm-3. The molar conductivities of such dilute strong
electrolytes are practically independent of concentration and under this condition
the known molar conductivity of NaNO3 is  = 12.1 mS m2 mol-1. Calculate
approximately:
a) Specific conductivity of the measured solution of NaNO3.
b) Specific conductivities of the measured solutions of HCl and NaCl, and the
corresponding molar conductivities.


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

Footer Page 14 of 113.


Header Page 15 of 113.
5.9.4. Determination of pH

EXERCISES
1- Calculate the standard cell potential produced by a voltaic cell consisting of a
nickel electrode in contact with a solution of Ni2+ ions and a silver electrode in
contact with a solution of Ag+ ions.
2- A chemist has constructed a galvanic cell consisting of two beakers. One beaker
contains a strip of tin immersed in aqueous sulfuric acid, and the other contains a
platinum electrode immersed in aqueous nitric acid. The two solutions are
connected by a salt bridge, and the electrodes are connected by a wire. Current
begins to flow, and bubbles of a gas appear at the platinum electrode. The

Header Page 16 of 113.
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)
ΙHg2Cl₂(s)ΙHCl
(aq)ΙΙHg₂(NO₃)₂(aq)ΙHg(l), E⁰ =+ 0.52V at 298.
(a) Write the equation for the cell reaction.
(b) determine n, and calculate the standard reaction free energy at 298K.
11- Write the cell reaction and electrode half-reactions and calculate the standard
emf of each of the following cells:
a) Zn/ZnSO4(aq)//AgNO3(aq)/Ag
b) Cd/CdCl2(aq)//HNO3(aq)/H2(g)/Pt
c) Pt/K3[Fe(CN)6(aq), K4[Fe(CN)6](aq)//CrCl3(aq)/Cr

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
7.3.2. The rate of electrochemical reaction
7.4. The kinetics of some electrode processes
7.4.1. The hydrogen evolution reaction
7.4.2. The kinetics of the oxygen evolution reaction
7.4.3. Electrodeposition of metals from solutions
EXERCISES

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

Footer Page 18 of 113.


Header Page 19 of 113.
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

gas were distributed for domestic and industrial use from a central electrolysis
facility, the gas could be piped to consumers much as methane is piped today.
Conventional nuclear power stations have an efficiency of 25%–30%. Use
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

Footer Page 20 of 113.


Header Page 21 of 113.
key component of one form of nylon. Using this process, Monsanto produces about

9.1.3. Economic impact of metal corrosion
9.1.4. Electrochemical thermodynamics of corrosion
9.1.4.1. Potential/pH (Pourbaix) diagrams
9.1.4.2. Conditions for the occurrence of a corrosion process
9.1.4.3. The kinetic theory of corrosion and its application to pure metals
9.1.4.4. Corrosion of industrial metals
9.2. The passivity of metals
21

Footer Page 21 of 113.


Header Page 22 of 113.
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

where the iron is Fe(II). The protective layer forms when Cr(II) is oxidized to
Cr(III) and Fe is oxidized to Fe(II). Explain how this film prevents the corrosion of
Fe to rust, which has the formula Fe2O3.
10- All metals used in boats and ships are subject to corrosion, particularly when
the vessels are operated in salt water, which is a good electrolyte. Based on the
data in the following table, where potentials are measured using a glass electrode,
explain why
d) iron or steel should not be used in bolts in a lead ballast keel.
e) ordinary brass should not be used as a structural fastening, particularly
below the waterline.
f) an aluminum hull should not be painted with a copper-based
antifouling paint.
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