Phương pháp điện lượng trong phân tích hóa học

Chng 6: Phng phỏp in lng.
Cõu 15: Nguyờn tc phng phỏp. Nờu cu to, hot ng ca cỏc loi culong k: culong
k bc, culong k ng, culong k khớ. Yờu cu vi phng phỏp in lng l gỡ?
Tr li:
Nguyờn tc phng phỏp
Theo định luật Farađay:
m

A
A
It
Q
zF
zF

(6.1)

nghĩa là khối l-ợng chất thoát ra ở điện cực trong quá trình điện phân tỉ lệ thuận với điện
l-ợng Q. Xác định đ-ợc Q sẽ tính đ-ợc m.
+ Nếu I giữ nguyên không đổi trong quá trình điện phân thì m sẽ tỉ lệ thuận với thời
gian điện phân t (giây). Để biết t phải xác định chính xác thời điểm kết thúc điện phân.
+ Nếu tiến hành điện phân ở thế không đổi V = const thì c-ờng độ biến đổi giảm
theo thời gian điện phân từ giá trị I0 ở lúc bắt đầu điện phân đến giá trị I cuối gần bằng 0.
Điện l-ợng Q khi đó đ-ợc tính theo tích phân:
t

Q Idt

(6.2)

t0

với: t0 thời gian đầu; t thời gian cuối.
Có thể xác định chính xác Q bằng các thiết bị đo culong (culong kế).
Cu to, hot ng ca cỏc loi culong k:
) Culong kế bạc
Cu to: Bình điện phân của culong kế gồm catot là tấm Pt, anot là tấm Ag. Cả hai
điện cực nhúng trong dung dịch AgNO3.
Hot ng: Khi có dòng điện đi qua, ở catot (Pt) có bạc bám vào do phản ứng
phóng điện:
Ag+ + e = Ag.


Nhúng điện cực Pt và chén lọc xốp vào culong kế, mắc nối tiếp culong kế với bình
điện phân trong mạch và tiến hành điện phân. Kết thúc điện phân, ngắt mạch. Tớnh lng
bc thoỏt ra rồi tính Q theo định luật Farađay, biết rằng đ-ơng l-ợng điện hóa của Ag là
1,118 mg/c, do đó:
Q=

m Ag 103
1,118

Culong kế đồng
Cấu tạo t-ơng tự culong kế bạc, catot là Pt, anot cũng là Pt. Cả hai điện cực đ-ợc
nhúng trong dung dịch CuSO4 bão hòa đ-ợc axit hóa bằng H2SO4. Khi có dòng điện chạy
qua, ở catot có Cu kết tủa theo phản ứng: Cu2+ + 2e = Cu.
Cân catot tr-ớc và sau điện phân, tìm mCu (g) rồi tính Q theo công thức:
Q=

m Cu 103
0,3292

(vì đ-ơng l-ợng điện hóa của đồng là 0,3292 mg/c).
Culong kế khí hiđro oxi
Cấu tạo: Gm cỏc in cc platin c nhỳng trong dung dich K2SO4
Culong kế hoạt động trên cơ sở phản ứng phân hủy do điện phân n-ớc:
ở catot giải phóng hiđro:

H2 O + e =

1
H2 + OH
2

ở anot giải phóng oxi:

H2O 2e =

1
O2 + 2H+
2

Đo thể tích chung H 2 + O2 thoát ra rồi tính Q trong quá trình điện phân. ở điều
kiện tiêu chuẩn (00C và 1 atm) cứ 1 culong giải phóng 0,174 ml hỗn hợp khí.
Yờu cu ca phng phỏp l: quá trình điện phân không xảy ra các quá trình phụ,
điện l-ợng tiêu tốn chỉ để giải phóng chất cần phân tích ở điện cực. Nói cách khác phải
đảm bảo hiệu suất theo dòng 100%.


Cõu 16: Phng phỏp chun Culụng, cỏc khỏi nim: cht chun culong phỏt sinh
in húa, in cc phỏt sinh. Cỏc phng phỏp chun culong, cho vi d. u im ca

phng phỏp chun culong l gỡ?
Tr li:
Nguyên tắc ph-ơng pháp chuẩn độ culong
Ph-ơng pháp chuẩn độ culong đ-ợc tiến hành ở I = const (kiểm soát dòng). Trong
quá trình chuẩn độ, chất định phân sẽ phản ứng với chất chuẩn đ-ợc sinh ra trong phản
ứng điện hóa ở điện cực trong quá trình điện phân.
L-ợng chất chuẩn đ-ợc xác định chính xác theo điện l-ợng tiêu tốn trong quá trình
điện phân để chuẩn độ đến điểm t-ơng đ-ơng. Vì I = const nên khối l-ợng chất chuẩn tạo
thành đ-ợc xác định theo thời gian t. Chất chuẩn nh- vậy đ-ợc gọi là chất chuẩn culong
phát sinh điện hóa, còn điện cực tạo ra chất chuẩn gọi là điện cực phát sinh.
Để xác định điểm t-ơng đ-ơng trong chuẩn độ culong, thực tế có thể dùng mọi cách
xác định điểm cuối trong ph-ơng pháp chuẩn độ nh- theo dõi sự đổi màu của chỉ thị (ví
dụ phenolphtalein trong chuẩn độ axitbazơ, hồ tinh bột trong chuẩn độ iot v.v...) hoặc
dùng các ph-ơng pháp hóa lí (đo pH, đo ampe, trắc quang).
Để tạo ra chất chuẩn có thể dùng các chất khác nhau nh-: Dung môi n-ớc H2O để
sinh OH trong quá trình khử ở catot hoặc H+ trong quá trình oxi hóa ở anot.
Các chất đ-ợc chọn đ-a vào bình điện phân theo mục đích xác định nh- KI khi oxi
hóa sinh ra I2, KCl sinh ra Cl2...
Bản thân vật liệu làm điện cực phát sinh, ví dụ: trên anot Fe sinh ra Fe2+, anot làm
bằng vanađi có thể cho V(V), từ anot Ag cho Ag+, anot Cr cho Cr(VI)...
Để đảm bảo hiệu suất theo dòng 100%, phải dùng l-ợng d- chất sinh ra chất chuẩn
culong phát sinh điện hóa (trong tr-ờng hợp phát sinh chất chuẩn từ n-ớc hay vật liệu làm
điện cực thì vấn đề đã đ-ợc giải quyết) để loại trừ các phản ứng cạnh tranh và bảo đảm
chất chuẩn sinh ra với l-ợng t-ơng đ-ơng với chất cần xác định và t-ơng đ-ơng với
điện l-ợng đã tiêu tốn trong quá trình phát sinh chất chuẩn.
Các ph-ơng pháp chuẩn độ culong
Ph-ơng pháp chuẩn độ culong có thể dùng cho nhiều dạng chuẩn độ khác nhau:
chuẩn độ axitbazơ; chuẩn độ kết tủa; chuẩn độ oxi hóakhử

Các ví dụ chuẩn độ culong
Chất chuẩn Chất để tạo Phản ứng trên điện cực
sinh ra ra chất chuẩn
phát sinh

ứng dụng

Chuẩn độ axitbazơ
OH

H2 O

H2 O + e =

1
H2 + OH
2

Chuẩn độ axit

H+

H2 O

H2O 2e =

1
O2 + 2H+
2

Chuẩn độ bazơ

Chuẩn độ kết tủa
Ag+

Anot Ag

Ag e = Ag+

Chuẩn độ Cl; Br; I;
các chất hữu cơ chứa S2

Chuẩn độ oxi hóa khử
Mn2+

MnSO4

Mn2+ e = Mn3+

Chuẩn độ Fe2+; H2C2O4

I2

KI

2I 2e = I2

Chuẩn độ S2O32; As(III)

Br2

KBr

2Br 2e = Br2

Chuẩn độ I; As(III); phenol

Cl2

KCl

2Cl 2e = Cl2

Chuẩn độ I; As(III)

CuCl32

CuCl2

Cu2+ + e + 3Cl = CuCl32

Chuẩn độ Cr(VI); IO3

Ưu điểm của ph-ơng pháp chuẩn độ culong
Ph-ơng pháp này áp dụng đ-ợc cho cả chất điện hoạt (oxi hóa khử) và không
điện hoạt (tạo kết tủa, trung hòa).
Không cần các b-ớc chuẩn bị tinh chế chất chuẩn, xác định chính xác nồng độ
chất chuẩn và bảo quản chất chuẩn. Có thể nhận đ-ợc các chất chuẩn mà không thể nhận
đ-ợc bằng ph-ơng pháp thông th-ờng (nh- dung dịch chuẩn Cl2) hoặc điều chế phức tạp
(nh- dung dịch Fe2+ rất khó bảo quản).

Khi tiến hành chuẩn độ culong phải đo c-ờng độ dòng I khi phát sinh chất
chuẩn và thời gian đạt điểm cuối chuẩn độ. Chất l-ợng các thiết bị hiện đại ngày nay để
đo dòng và thời gian cho phép đạt độ chính xác cao cho phân tích. Nếu loại trừ đ-ợc các
phản ứng điện hóa cạnh tranh (điều này không khó thực hiện) thì về tổng thể chuẩn độ
culong là ph-ơng pháp đơn giải, thuận tiện và đáng tin cậy.
Chng 7. Phng phỏp in dn
Cõu 17, Nguyờn tc phng phỏp. Cỏc i lng biu th dn in. Phng phỏp
chun in dn: Chun kt ta, chun axit-bazo?
Tr li:
Nguyờn tc phng phỏp
Ph-ơng pháp đo độ dẫn điện là ph-ơng pháp phân tích dựa trên việc đo độ dẫn
điện của dung dịch. Độ dẫn điện của dung dịch trực tiếp hay gián tiếp liên quan đến
nồng độ của chất định phân.
Cỏc i lng biu th dn in
Độ dẫn điện của môi tr-ờng W
Độ dẫn điện của môi tr-ờng là đại l-ợng nghịch đảo của điện trở môi tr-ờng:
W

W có thứ nguyên

1
R

(7.1)

1
hay 1, còn gọi là simen (kí hiệu S).

Độ dẫn điện riêng


1


(7.3)

có thứ nguyên th-ờng dùng là 1.cm1 (hay S.cm1).
Đối với một chất tinh khiết, phụ thuộc bản chất của chất đó và nhiệt độ. Còn với
dung dịch, còn phụ thuộc nồng độ và điện tích của mọi ion có trong dung dịch và tốc độ
chuyển động của các hạt mang điện đến catot và anot d-ới tác dụng của điện tr-ờng.


Sự phụ thuộc độ dẫn điện riêng của dung dịch điện li vào nhiệt độ t đ-ợc biểu diễn
theo ph-ơng trình:
= 0(1+t + t2)

(7.4)

với: , là các hệ số phụ thuộc bản chất chất tan và nồng độ của nó; 0 độ dẫn điện
riêng ở 00C.
Độ dẫn điện đ-ơng l-ợng
Th-ờng ng-ời ta hay dùng độ dẫn điện của dung dịch điện li tính theo số mol đ-ơng
l-ợng chất tan, gọi là độ dẫn điện đ-ơng l-ợng, kí hiệu .
Độ dẫn điện đ-ơng l-ợng bằng độ dẫn điện của thể tích dung dịch đặt giữa hai
điện cực song song cách nhau 1 cm chứa 1 mol đ-ơng l-ợng chất tan.
Nếu trong 1 cm3 dung dịch có n mol đ-ơng l-ợng chất tan thì:

n

(7.5)

Nếu kí hiệu CN là nồng độ mol đ-ơng l-ợng chất tan (số mol đ-ơng l-ợng/l), còn V
là thể tích dung dịch (biểu diễn vào cm3) chứa 1 mol đ-ơng l-ợng chất tan.
Trong 1 cm3 chứa số mol đ-ơng l-ợng chất tan n

CN
.
100

Trong V cm3 chứa 1 mol đ-ơng l-ợng chất tan.
Vậy V

1000
C
. Thay n N vào (7.5) ta có:
100
CN


.1000
.V
CN

(7.6)

có thứ nguyên 1.cm2/mol đ-ơng l-ợng.
Độ dẫn điện đ-ơng l-ợng phụ thuộc bản chất, nhiệt độ và nồng độ chất tan.
Với dung dịch nhiều chất điện li mạnh, ở nồng độ không lớn, sự phụ thuộc của vào
nồng độ CN có dạng sau:


= a C N

(7.7)

với a là hằng số với mỗi chất điện li.
Khi dung dịch vô cùng loãng tức CN0 thì độ dẫn điện đ-ơng l-ợng .
Độ dẫn điện khi dung dịch vô cùng loãng là đại l-ợng chỉ phụ thuộc bản chất chất
điện li và nhiệt độ, đại l-ợng đó đ-ợc gọi là độ dẫn điện đ-ơng l-ợng giới hạn .
Ph-ơng pháp chuẩn độ điện dẫn
a) Chuẩn độ kết tủa
Ví dụ 1: Xét sự thay đổi độ dẫn điện trong quá trình chuẩn độ Ba2+ (ở dạng muối
BaCl2) bằng SO42 (ở dạng muối Na2SO4) ở 200C.
Ph-ơng trình phản ứng xảy ra khi chuẩn độ:
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl
hay:
Ba2+ + 2Cl + 2Na+ + SO42 = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl
Nếu thêm từ từ dung dịch Na2SO4 đậm đặc vào dung dịch thì nồng độ Cl hầu nhkhông đổi (vì VNa 2SO4 thêm vào bé), BaSO4 không tan. Nh- vậy trong dung dịch do việc
thêm Na2SO4, ion Ba2+ (có U = 55) đ-ợc thay thế bằng Na + (có U = 44) độ dẫn điện của
dung dịch giảm dần vì ion có độ linh động lớn đ-ợc thay bằng ion có độ linh động nhỏ
hơn và thể tích Vchung tăng dần.

Na2SO4 C, V

BaCl2 C0, V0

(1.cm1)

0

Vtđ

Hình 7.3. Chuẩn độ BaCl2 bằng Na2SO4


Độ dẫn điện giảm cho tới khi toàn bộ ion Ba2+ đã kết tủa hết, sau đó khi tiếp tục
thêm Na2SO4 thì độ dẫn điện tăng mạnh do nồng độ các ion Na+, SO42 tăng.
Đồ thị phụ thuộc độ dẫn điện riêng vào VNa 2SO4 có dạng nh- trên hình 7.3. Điểm
gãy trên đồ thị là điểm t-ơng đ-ơng.
b) Chuẩn độ axitbazơ
Ví dụ 1: Chuẩn độ dung dịch axit mạnh HCl bằng dung dịch bazơ mạnh NaOH ở
20 C.
0

Ph-ơng trình phản ứng chuẩn độ:
HCl + NaOH = H2O + NaCl
H+ + Cl + Na+ + OH = H2O + Na+ + Cl

hay:

Trong quá trình nhỏ dung dịch NaOH vào dung dịch HCl, ion H+ (có U = 315) đ-ợc
thay bằng ion Na+ (có U = 44) nên độ dẫn điện giảm mạnh. Qua điểm t-ơng đ-ơng độ
dẫn điện lại tăng. Điểm gãy là điểm t-ơng đ-ơng (hình 7.5).

NaOH C, V

(1.cm1)

HCl C0, V0

0

Vtđ

Hình 7.5. Chuẩn độ HCl bằng NaOH.
Chng 8: Phng phỏp in th
Cõu 18: Nguyờn tc phng phỏp. Phng trỡnh nernst. Cỏc loi in cc: in cc
loi 1( in cc quinhiron, in cc hirụ). in cc loi 2 ( in cc AgCl, in cc
calomen). in cc thy tinh v ng dng.
Tr li:
Nguyên tắc ph-ơng pháp


Là ph-ơng pháp phân tích định l-ợng dựa vào việc đo thế của điện cực t-ơng ứng
khi nhúng nó vào dung dịch chứa chất định phân hoặc đo sự thay đổi thế trong quá trình
chuẩn độ dung dịch chất điện phân bằng dung dịch chuẩn để xác định điểm t-ơng đ-ơng.
Phng trỡnh nernst
Xét 1 cặp oxi hóa khử liên hợp (phản ứng điện cực):
Ox + ne Kh

(a)

Thế cân bằng của hệ (a) đ-ợc xác định theo ph-ơng trình Nernst:
Ox / Kh 0Ox / Kh

RT a Ox
ln
nF a Kh

(8.1)

trong đó: aOx, aKh hoạt độ t-ơng ứng của chất oxi hóa và chất khử; T nhiệt độ tuyệt đối;
R hằng số khí lí t-ởng, n số electron trao đổi trong (a); F số Farađay ;
0Ox / Kh thế oxi hóa khử chuẩn.

Nếu dung dịch loãng, lực ion bé có thể coi hệ số hoạt độ của các hạt f i = 1, trong
(8.1) có thể thay hoạt độ ai bằng nồng độ cân bằng:
Ox / Kh 0Ox / Kh

RT [Ox]
ln
nF [Kh]

(8.2)

0,059 [Ox]
lg
n
[Kh]

(8.3)

Nếu đo ở 250C (298K) thì:
Ox / Kh 0Ox / Kh

Tổng quát, nếu trong nửa phản ứng có các chất khác tham gia (dung môi, chất kết
tủa):
aA + bB + ... + ne mM + nN + eE + qH2O

(b)

Hoạt độ chất rắn, dung môi a i = 1 (qui -ớc) và thế cân bằng của hệ (b) là (đo ở
25 C):
0

0

Nếu fi = 1:

0,059 a aA .a Bb ...
lg
m n
n
aM
.a N


0

0,059 [A]a [B]b ...
lg
n
[M]m .[N]n

(8.4)

Khi có chất khí tham gia trong phản ứng, dùng áp suất riêng phần thay cho hoạt độ
(nồng độ).
Điện cực loại 1
Là kim loại nhúng trong dung dịch, có thế phụ thuộc nồng độ (chính xác hơn là hoạt
độ) của cation.
a) Loại mà kim loại làm điện cực tham gia trực tiếp phản ứng điện cực
Ví dụ: Điện cực bạc là tấm (hoặc dây) Ag nhúng trong dung dịch n-ớc của Ag+.
Phản ứng ở điện cực: Ag+ + e Ag
Ag / Ag 0

Ag / Ag

0,059 lg[ Ag ] ;

với: 0

Ag / Ag

= 0,799 (V).

b) Là kim loại trơ (nh- Pt, Au) nhúng trong dung dịch chứa đồng thời cặp Ox, Kh
liên hợp
Kim loại trơ không tham gia vào phản ứng mà chỉ đóng vai trò truyền dẫn electron
giữa các chất Ox, Kh của một cặp liên hợp có trong dung dịch.
Xét một số loại điện cực thuộc loại này:
+ Điện cực quinhiđron
Là thanh Pt nhúng trong dung dịch bão hòa quinhiđron C6H4O2.C6H4(OH)2.
Quinhiđron là hợp chất chứa số phân tử quinon C6H4O2 và hiđroquinon C6H4(OH)2
nh- nhau, trong dung dịch quinhiđron phân li hoàn toàn:

C6H4O2.C6H4(OH)2 C6H4O2 + C6H4(OH)2

O
hay:

OH
+

O

OH

Và [C6H4O2] = [C6H4(OH)2].
Thế của điện cực quinhiđron xác định bởi phản ứng:


C6H4O2 + 2e + 2H+ C6H4(OH)2
0,059 [C 6 H 4O2 ].[H ]2 0

lg
0,059 lg[ H ] 0 0,059 pH
2
[C 6 H 4 (OH)2 ]
0

(8.5)

với 0 = 0,699 (V).
Nh- vậy điện cực quinhiđron có thế phụ thuộc tuyến tính vào pH.
+ Điện cực hiđro: Pt, H2

Thanh Pt nhúng trong dung dịch, khí hiđro đ-ợc sục từ d-ới lên, bão hòa dung dịch
và đ-ợc hấp thụ bởi Pt.
Thế đ-ợc xác định theo cân bằng:
2H+ + 2e H2
2 H / H 0
2

2H / H2



0,059 [H ]2
0,000 (V) .
, với: 0
lg
2H / H2
2
PH 2

Nếu PH 2 = 1 atm thì 2H / H 0,059 lg[ H ] = 0,059 pH, tức phụ thuộc tuyến tính
2

vào pH.
Các điện cực hiđro, quinhiđron có thể dùng để xác định pH (hay a H ) của dung
dịch.
Điện cực loại 2
Là loại điện cực mà thế phụ thuộc nồng độ (chính xác hơn là hoạt độ) của anion
mà anion đó tạo muối ít tan với cation của kim loại làm điện cực.
Có hai loại điện cực d-ới đây đ-ợc sử dụng rộng rãi.
a) Điện cực bạc clorua Ag/AgCl

Dây Ag nhúng trong dung dịch chứa Cl và bão hòa muối ít tan AgCl.
AgCl Ag+ + Cl
T = [Ag+].[Cl] ; suy ra: [Ag+] =

T = 1,78.1010.
T
[Cl ]

.


Ag+ + e Ag
Thế của điện cực bạc clorua:
0



Ag / Ag

0,059 lg[ Ag ] 0



Ag / Ag

0,059 lg T 0,059 lg[ Cl ]

'

0AgCl

/ Ag 0,059 lg[ Cl ]

'
0
0AgCl
/ Ag

với:

Ag / Ag

0,059 lg T gọi là thế oxi hóa khử chuẩn điều kiện hay thế

thực.
'
10
0AgCl
0,224 (V)
/ Ag 0,799 0,059 lg 1,78.10

= 0,224 0,059lg[Cl]

Vậy:

(8.6)

b) Điện cực calomen Hg/Hg2Cl2
Thủy ngân trong dung dịch KCl bão hòa muối ít tan Hg2Cl2. Th-ờng dùng dung dịch
KCl bão hòa.
Hg2Cl2 Hg22+ + 2Cl

T = [Hg22+].[Cl]2; suy ra

[Hg22+] =

T = 1.1018.
T

[Cl ]2

.

Hg22+ + 2e 2Hg
Thế của điện cực calomen:
0

Hg 22

/ 2 Hg



0,059
0,059
lg[ Hg22 ] 0 2

lg T 0,059 lg[ Cl ]
Hg 2 / 2 Hg
2
2

'
'
0Hg
0,059 lg[Cl ] ; với 0Hg
là thế chuẩn điều kiện.
2 Cl 2 / 2 Hg
2 Cl 2 / 2 Hg

0

Hg 22

Vậy:

'
0,792 V , T = 1.1018, do đó: 0Hg
0,261 (V).
2 Cl 2 / 2 Hg
/ 2 Hg

= 0,261 0,059lg[Cl]

(8.7)


Điện cực calomen bão hòa (dùng dung dịch KCl bão hòa) có [Cl ] = const ở nhiệt
độ đã cho, có thế xác định và t-ơng đối ổn định. Thế này phụ thuộc nhiệt độ theo ph-ơng
trình sau:
= 0,2438 6,5.104(25 t)

(8.8)

Các điện cực bạc clorua, calomen th-ờng đ-ợc dùng làm điện cực so sánh trong
ph-ơng pháp phân tích đo thế. Trong ph-ơng pháp chuẩn độ điện thế, th-ờng ng-ời ta
không cần biết giá trị điện thế của điện cực so sánh mà điều quan trọng nhất là điện thế
của chúng phải ổn định, không thay đổi.
Khi cần biết giá trị chính xác thế điện cực của điện cực so sánh, ng-ời ta có thể
đo chúng khi so sánh với điện cực hiđro tiêu chuẩn ( 0

2H / H2

= 0 (V)).

Để giữ thế điện cực của các điện cực bạc clorua, calomen không thay đổi, ng-ời ta
th-ờng chuẩn bị các điện cực này ở điều kiện dung dịch KCl bão hòa hay dung dịch KCl
3M.
Cấu tạo của điện cực thủy tinh
Điện c-c thủy tinh gồm một bình cầu nhỏ 1 có thành rất mỏng (0,060,1 mm) đ-ợc
chế tạo từ thủy tinh đặc biệt, ngoài thành phần chủ yếu SiO2 còn có các oxit kim loại kiềm
(nh- Na2O) và kiềm thổ (nh- MgO) để tăng tính dẫn điện.Trong bình cầu có dung dịch
HCl 0,1M. Bên trong bình cầu có đặt một điện cực chỉ thị, th-ờng là điện cực bạc clorua.
Toàn bộ đ-ợc đặt trong ống bảo vệ .
Phản ứng điện cực trên điện cực thủy tinh chính là sự trao đổi ion H+:
H+(dd) H+(thủy tinh)
Điện thế tổng cộng của điện cực thủy tinh sẽ bằng tổng đại số của hai điện thế ở
hai mặt trong và ngoài của màng, chỉ phụ thuộc hoạt độ ion H+ trong dung dịch nghiên
cứu và đ-ợc biểu diễn bằng ph-ơng trình:
thủy tinh const

RT

ln a H
F

ở 250C thì: thủy tinh const' 0,059 lg a H
hay:

thủy tinh = const 0,059pH

tức thế của điện cực thủy tinh phụ thuộc tuyến tính vào pH.

(8.10)