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.
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
học tập. Với vốn kiến thức đƣợc tiếp thu trong quá trình học không chỉ là nền
tảng cho quá trình nghiên cứu khóa luận mà còn là hành trang quý báu để em
bƣớc vào đời một cách vững chắc và tự tin.
Em cảm ơn các bạn sinh viên K41- Hóa đã tạo điều kiện thuận lợi để
em tiến hành thực hiện khóa luận.
Trong quá trình thực hiện khoá luận, em không tránh khỏi những thiếu
sót, kính mong thầy cô và các bạn nhiệt tình đóng góp ý kiến để đề tài của em
đƣợc hoàn thiện hơn.

2.2.1. Xây dựng hệ thống bài tập .................................................................... 29
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
TÀI LIỆU THAM KHẢO ............................................................................... 78

iii


DANH MỤC CÁC TỪ VIẾT TẮT
Cụm từ đầy đủ

STT

Kí hiệu viết tắt

1

OX


7

VD

Ví dụ

8

BĐ

Ban đầu

9

CB

Cân bằng

10

TH

Trƣờng hợp

Oxi hóa

iv


DANH MỤC CÁC BẢNG

động trong học tập nhiều hơn, và tự học là điều tất yếu.
Khả năng tự học của sinh viên phụ thuộc vào nhiều yếu tố nhƣ ý thức
tự học của sinh viên, nội dung môn học, điều kiện ngoại cảnh…Việc ý thức
đƣợc tầm quan trọng của kiến thức để rèn luyện cho bản thân là rất quan trọng
cho khả năng tự học. Đó không phải là việc ghi ghi, chép chép, học thuộc
lòng những gì thầy nói trên lớp hay lên mạng tìm tài liệu, nó phải là kết quả
lâu dài của việc hiểu kiến thức và vận dụng giải bài tập.
Để đạt hiệu quả trong học tập đòi hỏi sinh viên phải dành nhiều thời
gian cho việc học ở nhà, và đó không phải việc dễ dàng với sinh viên K41 –
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
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
sinh viên K41 - Hóa và thu kết quả kiểm tra giữa kỳ phần “Điện hóa học”.
3. Nội dung nghiên cứu
- Xây dựng và phân dạng hệ thống bài tập phần Điện hóa học.
- Xây dựng phiếu đánh giá độ khó bài tập.
- Đánh giá năng lực tự học đối với sinh viên K41 - Hóa.

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).
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
thành ion của phân tử chất tan, ngƣời ta sử dụng khái niệm độ điện li α.
Độ điện li α là tỉ số giữa số mol của chất đã phân li thành ion n‟ so với
tổng số mol của chất tan dung dịch n [2].
n'
(0 ≤ α ≤ 1)
n

α=

Luận điểm 3: Quá trình phân li thành ion của chất điện li tuân theo định
luật tác dụng khối lƣợng.
 Hoạt độ và hệ số hoạt độ của chất điện li [1] [2]
Xét dung dịch điện li:



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


v


m  m .m

  v
1
v

Lực ion I [1] [2] [8]
Khái niệm: Là đại lƣợng đặc trƣng mô tả ảnh hƣởng của điện trƣờng gây bởi
các ion trong dung dịch tới hệ số hoạt độ ion trung bình.
Hệ thức:
I

1
mi Z i2

2

Trong đó:
Zi : Hóa trị của ion i
Mi : Nồng độ molan của ion i
Lý thuyết về dung dịch chất điện li mạnh đã dẫn tới định luật giới hạn của
Đơbai - Huckel về hệ số hoạt độ phụ thuộc vào lực ion của dung dịch.
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:

 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
điện li. Phụ thuộc vào nhiều yếu tố: bản chất của dung dịch chất điện li, dung
môi, nồng độ, nhiệt độ.
Kí hiệu: L
Là đại lƣợng nghịch đảo của điện trở R: L 

1


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
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
đƣơng lƣợng.
Độ dẫn điện đương lượng [7]
Khái niệm: Là độ dẫn điện của dung dịch chứa đúng một đƣơng lƣợng gam
chất tan điện li đặt giữa hai điện cực trơ platin song song với nhau và cách
nhau 1cm.
Kí hiệu: 
Mối liên hệ giữa độ dẫn điện đƣơng lƣợng với độ dẫn điện riêng:




C
2 KC


Nếu  là độ dẫn điện đƣơng lƣợng ở độ loãng vô tận thì đối với chất điện
li yếu:



KC 

2
 (   )C

Linh độ ion [7]
Tốc độ chuyển động vi (cm/s) của ion phụ thuộc vào cƣờng độ điện trƣờng
E (V/cm). Đại lƣợng vi/ E đƣợc gọi là tốc độ tuyệt đối U.
Ui 

vi
cm2 / s.V 
E

Đối với dung dịch ở độ loãng cao, linh độ ion liên hệ với bán kính ion solvat
hóa bằng công thức:
Ui 

Zi e
6 ri

Mối liên hệ giữa số tải của ion và linh độ ion:
t

 
t


Trong đó:
t+ là số tải cation.
t- là số tải anion.
 ,  là độ dẫn điện đƣơng lƣợng của cation và anion.

Nếu dung dịch chất điện li 1-1 chứa cation và anion ta có:
t 

q


q  q   

q

t 

q  q   

và t  t  1

Phƣơng pháp xác định số tải ion [1]
Phương pháp Hittof:


t 
t

Với: C+, C-: Nồng độ đƣơng lƣợng của cation và anion.
F: Hằng số Faraday (F = 96500 Culông)
V: Thể tích dd giới hạn bởi hai vị trí đầu và cuối vạch ranh giới.
1.2.1.2. Pin điện và dung dịch [1] [2] [3] [5] [7]
 Thế điện cực của pin điện
Khái quát về thế điện cực [2] [3] [7]
Trên ranh giới phân chia hai pha gồm một tấm kim loại dùng làm điện
cực (vật dẫn loại 1) và dung dịch điện li (vật dẫn loại 2) xuất hiện một hiệu
thế gọi là thế điện cực.
Độ lớn xác định bằng phƣơng trình Nernst:
  0 

a
RT
ln ox
nF
ak

Trong đó:
R là hằng số khí (R= 8.314 J/K.mol)
T là nhiệt độ tuyệt đối (K)
F là hằng số Faraday (F = 96500 Culông)
n là số electron trao đổi trong phản ứng điện cực
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

lna 2
2 F Cu

O
 Cu

2
/ Cu

O
 M

Z
/M

RT
ln aM Z 
nF

Điện cực loại 2:
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.
Công thức chung: M/ MX/ XnPhản ứng điện cực: MX + ne ⇄ M+ XnỞ 250C, phƣơng trình thế điện cực loại 2 có dạng:

M / MX / X  M0 / MX / X  0,0591lga X
n

n

n




2 Cl2 /Cl



 0, 242V   Hg / Hg

2

0
 Hg
/Hg

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

4 /SO 4



0, 0591
lg aSO2
4
2

 0, 6156  0, 0296lg aSO2
4

Nhận xét:
Điện cực loại 2 đƣợc sử dụng rất phổ biến do:
Khả năng hồi phục thế của điện cực rất nhanh.
Giá trị thế ổn định.
Điện cực khí:
Cấu tạo: Từ kim loại trơ. Ví dụ platin hấp phụ khí dùng làm điện cực tiếp xúc
với dung dịch chứa ion của chất khí đó.
Trong các điện cực khí, điện cực hiđro có ý nghĩa quan trọng nhất.
Sơ đồ điện cực: Pt (H2)/ H+
Phản ứng điện cực: 2H+ + 2e ⇄ H2
Thế điện cực ở 250C: 2 H



 20H  / H 

/ H2


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
chất oxi hóa và chất khử.
VD: Pt/ Fe3+, Fe2+
Phản ứng điện cực: Fe3+ +1e ⇄ Fe2+
Thế điện cực ở 250C: Fe
Tổng quát:    0 

3

/ Fe

2

0
 Fe
 0, 0591lg
3
/ Fe2




2
4 , H / Mn

 1,507  0, 0945 pH  0, 0118lg

aMnO
4

aMn2 aH4 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


Kí hiệu: C6H4O2 = Q; C6H4(OH)2 = QH2
Thế điện cực:

Q /QH  
2

0
Q / QH 2

2

Thế điện cực:
tt  tt0  2, 303

a 
RT
lg H (1)
F
aH 
tt

Vì trên bề mặt thủy tinh luôn tồn tại ion kim loại M+ nên có sự trao đổi:
H   M tt

M   Htt với hệ số trao đổi K 

a H  aM 
tt

a H  aM 

(2)

tt

Đối với một loại thủy tinh xác định, hoạt độ của ion H tt và ion kim loại
đƣợc xem nhƣ là hằng số:

15



(aH   KaM  )
a

 Pin điện [5]
Định nghĩa:
Pin điện (nguyên tố Galvani) là một thiết bị điện hóa cho phép biến đổi
hóa năng thành điện năng.
Quy ước viết sơ đồ pin điện theo quy ước IUPAC
Anot (cực âm): điện cực trái, xảy ra quá trình oxi hóa.
Catot (cực dƣơng): điện cực phải. xảy ra quá trình khử.
Dấu „ / ‟: Sự tiếp xúc giữa các chất không cùng pha.
Dấu „ , ‟ : Sự tiếp xúc giữa các chất cùng pha.
Dấu „ ⋮ ‟: Thế khuếch tán không đƣợc loại trừ.
Dấu „ // ‟: Thế khuếch tán đƣợc loại trừ.
Ví dụ về pin Daniell:
Sơ đồ pin: Zn/ ZnSO4 // CuSO4/ Cu
Anot (sự oxi hóa): Zn ⇄ Zn2+ + 2e
Catot ( sự khử): Cu2+ + 2e ⇄ Cu
Phân loại pin điện
Gồm 2 loại: Pin vật lí và pin hóa học.
Pin vật lí:
Định nghĩa: Là pin mà hai điện cực giống nhau về tính chất vật lí, khác
nhau về khối lƣợng hoặc áp suất (đối với chất khí), có phản ứng ở hai điện
16


cực giống nhau và phản ứng ở pin là quá trình vật lí (sự CB áp suất hoặc khối
lƣợng). Quá trình dừng lại khi khối lƣợng hai thanh kim loại bằng nhau hoặc
áp suất khí bằng nhau.
VD: Cl2 (P2 atm), Pt/ HCl/ Cl2, Pt (P1 atm)

aCl 

E

P
RT
ln 1
2F
P2

Pin nồng độ (thuộc pin vật lí)
Cấu tạo: Đƣợc tạo thành từ hai điện cực có cùng dây dẫn loại 1, loại 2 song
khác nhau về khối lƣợng của dây dẫn loại 1 hoặc khác nhau về nồng độ của
dây dẫn loại 2.
Phân loại pin nồng độ: Gồm có pin nồng độ loại 1 và pin nồng độ loại 2.
Pin nồng độ loại 1: Có cùng chất dẫn điện loại 1, chất dẫn điện loại 2 song
khối lƣợng của các chất dẫn điện loại 1 khác nhau.
VD: H2 (P2 atm), Pt/ HCl/ H2 (P1 atm), Pt với P2 > P1
Suất điện động của pin: E 

P
RT
ln 1
2F
P2

Pin nồng độ loại 2: Gồm hai điện cực loại 1 giống nhau hoặc loại 2 giống
nhau nhƣng khác nhau về nồng độ của chất dẫn điện loại 2.
Trên bề mặt ranh giới giữa chất điện li tiếp xúc với nhau có mặt một giá
trị thế gọi là thế khuếch tán Et.

VD pin Daniell:
Sơ đồ pin: Zn/ ZnSO4// CuSO4/ Cu
Cực anot (-): Zn ⇄ Zn2+ + 2e
Cực catot (+): Cu2+ +2e ⇄ Cu
Phản ứng xảy ra trong pin: Cu2+ + Zn ⇄ Zn2+ + Cu
Suất điện động của pin: E  E O 

a 2
RT
ln Cu
2F
aZn2

Pin hóa học ghép: Là một hệ gồm hai pin điện ghép với nhau một cách
xung đối. Trong điện hóa ngƣời ta chế tạo pin này với mục đích loại trừ số tải
mà không cần dùng cầu nối.
18


VD: Ag/ AgCl, HCl (a1)/ (H2) Pt – Pt (H2)/ HCl (a2), AgCl/ Ag ( a1 > a2)
(I)

(II)

Đối với pin (I):
Cực anot: Ag + Cl- ⇄ AgCl + 1e
Cực catot: H+ +1e ⇄ ½ H2
Phản ứng tổng cộng: Ag + Cl- + H+ ⇄ AgCl + ½ H2
Suất điện động pin I:
O

Định nghĩa
Sức điện động của pin là hiệu thế đo đƣợc đối với pin điện khi không có
dòng điện lƣu thông trong mạch.
KH: E
Công thức:

E  P  T  Catot   Anot
Dấu: E luôn dƣơng.
Ví dụ pin Daniell:

19