Thế điện cực chuẩn của nước
Trong các bài giảng tôi luôn sử dụng thế điện cực chuẩn của nước E°(2H₂O/H₂,2OH⁻) ≈ –0,828 V, trong khi sách giáo khoa lại ghi là -0,414 V khiến một số bạn “băn khoăn”. Như đã nhiều lần giải thích, giá trị tôi sử dụng là thế điện cực chuẩn E°, còn giá trị ghi trong sách giáo khoa là thế điện cực KHÔNG chuẩn E như sẽ giải thích dưới đây.
Trước hết, trang 70 sách Kết Nối Tri Thức 
Đây là bảng có trong sách trích dẫn (Dean, J. A. Lange’s Handbook of Chemistry, 15th ed.; McGraw-Hill:
New York, 1999.)
Trong các tài liệu khác, cũng như trang Wikipedia Standardelectrode potential (data page) cũng đều ghi giá trị tương tự, không có giá trị khác.
Sự khác biệt này là do chọn sách tham khảo không cẩn thận. Thật vậy, sách giáo khoa Chân Trời Sáng Tạo ghi trích dẫn số liệu thế điện cực chuẩn từ bảng thế điện cực chuẩn trong sách Chemistry (Wilbraham, A.C., Stalley, D.D., Matta, M.S., Waterman, E.L. Chemistry; Pearson Education, Inc.: New Jersey, 2017.):
Tài liệu trích dẫn này có tựa là Thế Khử tại 25°C, với Nồng độ 1M trong Nước (cũng là điều kiện tiêu chuẩn), song lại vẫn có điện cực không chuẩn H₂O/H₂ (pH 7), mâu thuẫn y hệt bảng trong sách Kết Nối Tri Thức. Vì sao lại mâu thuẫn? Hãy xét điểm khác biệt quan trọng của số liệu trên với quy định điều kiện tiêu chuẩn trong điện hóa học.
Thế điện cực chuẩn theo quy định phải đo tại 25°C, dung dịch nồng độ 1M, áp suất khí 1 atm. Trong trường hợp đang xét:
2H₂O(ℓ) + 2e⁻ ⇌ H₂(𝑔) + 2OH⁻(𝑎𝑞)
thì áp suất H₂ trên bề mặt điện cực là 1 atm, [OH⁻] = 1M. Các tác giả trong sách Chemistry nói trên muốn đưa về pH = 7 (trung tính, khi đó [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M) nên cần tính lại thế điện cực mới theo phương
trình Nernst như sau:
E = E° – (0,0592/n)×log Q
Trong đó:
• E° là thế điện cực chuẩn của cặp 2H₂O/H₂,2OH⁻. Giá trị này bằng –0,828 V (hay –0,8277V)
• n = 2 (số electron trao đổi trong phản ứng)
• Q là thương số phản ứng:
Q = (p(H₂)×[OH⁻]²) / [H₂O]²
Vì p(H₂) = 1 atm theo định nghĩa và [H₂O] coi như không đổi nên Q ≈ [OH⁻]².
Mặt khác, do tính ở môi trường trung tính pH = 7, hay [H⁺] = 10⁻⁷, nên:
K(H₂O) = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ ⇒ [OH⁻] = 10⁻¹⁴/10⁻⁷ = 10⁻⁷ M
Thay các giá trị vào phương trình Nernst:
E = E° – (0,0592/n)×log Q
E = –0,828 – (0,0592/2)×log(10⁻⁷)²
E = –0,828 – 0,0296×log(10⁻¹⁴)
E = –0,828 – 0,0296×(–14)
E = –0,828 + 0,4144
E = –0,4136 V (≈ 0,414 V)
Giá trị E (không phải E°) = –0,414 V KHÔNG phải là thế điện cực chuẩn. Như vậy sách trích dẫn (Chemistry) ghi một số liệu không chuẩn trong bảng, dẫn đến sách giáo khoa cũng cứ thế mà đưa vào.
Vậy thế điện cực chuẩn và thế điện cực KHÔNG chuẩn thì có gì quan trọng? Quan trọng lắm, vì đơn giản là ta KHÔNG THỂ so sánh hoặc tính toán hai đại lượng ở hai điều kiện khác nhau, kiểu như râu ông nọ cắm cằm bà kia vậy. Một ví dụ tương tự cho dễ hình dung: Cho thể tích khí A đo tại 0°C và 1 atm bằng 10L, thể tích khí B đo tại 0°C và 4 atm bằng 5L, rồi kết luận VA – VB = 5L thì thật là buồn cười.
Song chuyện buồn cười ấy lại xuất hiện trong nhiều bộ sách giáo khoa hiện nay.
Khi sửa lại điều kiện cho một trường hợp của H₂O bằng cách thay đổi nồng độ từ 1M (chuẩn) thành 10⁻⁷M (không chuẩn), nghĩa là giảm nồng độ mười triệu lần. Rồi lại dùng số liệu đó để so sánh hoặc tính toán với các số liệu khác đo ở nồng độ lớn hơn mười triệu lần (1M), thì thật là bất công và tội nghiệp cho H₂O quá.
Hiểu như thế để cứ … luôn vui với Hóa, nhé.