Chọn câu đúng: Tốc độ của phản ứng dị thể:

Điện cực hydro chuẩn (điện cực 1) có thế điện cực bằng 0. Điện cực hydro (điện cực 2) nhúng trong HCl 0,1M có thế điện cực khác 0.

Ta xét các phương án:
* A: Pha loãng dung dịch HCl tại điện cực (2) làm giảm nồng độ H⁺, do đó làm giảm thế điện cực (2) (E = E° + 0.0592/n * log[H⁺]), dẫn đến sức điện động của pin giảm (E_pin = E_catot - E_anot). Vậy A đúng.
* B: Thế điện cực (2) giảm khi nồng độ HCl giảm, điều này phù hợp với phương trình Nernst. Vậy B đúng.
* C: Điện cực (1) là điện cực hydro chuẩn, có thế điện cực bằng 0. Điện cực (2) có nồng độ HCl 0,1M, có thế điện cực âm (E = 0 + 0.0592/1 * log(0,1) = -0,0592 V). Vì vậy, điện cực (1) có thế điện cực lớn hơn điện cực (2), nên điện cực (1) là cực dương. Vậy C đúng.
* D: Vì điện cực (1) là cực dương, điện cực (2) là cực âm. Tại cực âm, xảy ra quá trình oxy hóa (nhường electron). Vậy D đúng.

Tuy nhiên, đề bài yêu cầu chọn *nhận xét sai*. Xét kỹ lại các phương án, ta thấy phương án D chính xác, quá trình oxy hóa xảy ra tại cực âm (điện cực 2). Vậy, phát biểu "Quá trình oxy hóa xảy ra trên điện cực (2)" là đúng, không phải là phát biểu sai như đề bài yêu cầu chọn. Do đó, không có đáp án sai trong các lựa chọn đã cho. Đề bài có lẽ đã bị nhầm lẫn và không có đáp án nào đúng cả.

Để tính ε⁰_Fe³⁺/Fe²⁺, ta sử dụng phương pháp bảo toàn electron và áp dụng công thức liên hệ giữa thế điện cực chuẩn và năng lượng Gibbs.

Quá trình 1: Fe³⁺ + 1e⁻ → Fe²⁺ (ε⁰₁) (chúng ta cần tìm ε⁰₁)

Ta có các quá trình sau:

Quá trình 2: Fe³⁺ + 3e⁻ → Fe₃O₄ (ε⁰₂ = 0,353V)

Quá trình 3: Fe₃O₄ + 8H⁺ + 2e⁻ → 3Fe²⁺ + 4H₂O (ε⁰₃ = 0,980V)

Kết hợp quá trình 2 và 3 ta được:

Fe³⁺ + 3e⁻ → Fe₃O₄
Fe₃O₄ + 2e⁻ → 3Fe²⁺
-------------------------
Fe³⁺ + 5e⁻ → 3Fe²⁺

Nhân quá trình 1 với 3: 3Fe³⁺ + 3e⁻ → 3Fe²⁺ (3ε⁰₁)

Số electron trao đổi trong quá trình 2 là 3, và số electron trao đổi trong quá trình 3 là 2. Vì vậy, số electron trao đổi trong quá trình kết hợp là 5 và tạo thành 3 ion Fe²⁺.

Ta có: 5ε⁰ = 3ε⁰₁

Trong đó ε⁰ là thế điện cực của quá trình Fe³⁺ chuyển thành Fe²⁺, ta có thể tính thông qua biểu thức:

ΔG = -nFE

Vì thế: n₁ε₁ + n₂ε₂ = nε

Ở đây, ta có thể coi quá trình tạo thành Fe²⁺ từ Fe³⁺ gồm 2 giai đoạn: tạo thành Fe₃O₄ rồi từ Fe₃O₄ tạo thành Fe²⁺. Từ đó ta có:
3 * 0.353 + 2 * 0.980 = 5 * E(Fe3+/Fe2+)
1.059 + 1.96 = 5 * E(Fe3+/Fe2+)
3.019 = 5 * E(Fe3+/Fe2+)
E(Fe3+/Fe2+) = 3.019 / 5 = 0.6038

Tuy nhiên, vì quá trình trên không cân bằng số lượng Fe, cần xem xét cách khác.

Ta có phương trình bảo toàn e:
n₁E₁ = n₂E₂ + n₃E₃

Trong đó:
+ n₁ là số e trao đổi trong quá trình Fe³⁺/Fe²⁺ (1e)
+ n₂ là số e trao đổi trong quá trình Fe³⁺/Fe₃O₄ (3e)
+ n₃ là số e trao đổi trong quá trình Fe₃O₄/Fe²⁺ (2e)

Nhưng cách này cũng không trực tiếp áp dụng được.

Xét quá trình:
Fe3+ + 3e --> Fe3O4 E1 = 0.353V
Fe3O4 + 8H+ + 2e --> 3Fe2+ + 4H2O E2 = 0.980V

Từ 2 quá trình trên ta có:
3Fe3+ + 9e --> Fe3O4
Fe3O4 + 2e --> 3Fe2+
=> 3Fe3+ + 11e --> 3Fe2+
=> Fe3+ + 11/3 e --> Fe2+
Quá trình này không đúng vì số e không nguyên.

Một cách tiếp cận khác: Dựa vào giản đồ Latimer (nếu có) sẽ giúp giải quyết bài toán này một cách trực quan hơn. Tuy nhiên, với thông tin đã cho, ta không thể trực tiếp áp dụng các công thức đơn giản để tính thế điện cực chuẩn một cách chính xác. Cần thêm dữ kiện hoặc một cách tiếp cận khác để giải quyết bài toán này.

Tuy nhiên, do không có đáp án chính xác trong các lựa chọn, tôi sẽ chọn đáp án gần đúng nhất dựa trên kinh nghiệm và kiến thức về thế điện cực.

Đáp án gần đúng nhất là A. 0,771V. Lý do: Giá trị này nằm trong khoảng giữa hai thế điện cực đã cho và có vẻ hợp lý cho quá trình khử Fe³⁺ thành Fe²⁺. Mặc dù cách giải thích trên không hoàn toàn chặt chẽ về mặt toán học, nhưng nó cung cấp một ước lượng hợp lý trong bối cảnh các lựa chọn đáp án đã cho.

Lưu ý: Cần có thêm thông tin hoặc sử dụng phương pháp tính toán khác để xác định chính xác thế điện cực chuẩn.

Điện cực hydro (H⁺/H₂) có thế điện cực chuẩn bằng 0. Theo phương trình Nernst, thế điện cực phụ thuộc vào nồng độ của ion H⁺. Khi nồng độ H⁺ giảm, thế điện cực của điện cực hydro giảm (ε giảm).

Phương trình Nernst cho điện cực hydro:

ε = ε⁰ - (0.0592/n) * log(1/[H⁺]ⁿ)

Trong đó:

ε là thế điện cực.
ε⁰ là thế điện cực chuẩn (0V).
n là số electron trao đổi (n = 2).
[H⁺] là nồng độ ion hydro.

Khi [H⁺] giảm, log(1/[H⁺]²) tăng, do đó ε giảm.

Vì ε giảm, tính oxi hóa của H⁺ giảm và tính khử của H₂ tăng.

Do đó, đáp án đúng là: Tính khử của H₂ tăng do ε giảm.

Để phản ứng xảy ra ở điều kiện tiêu chuẩn, thế khử của chất oxi hóa phải lớn hơn thế khử của chất khử.

1) MnO₄⁻/Mn²⁺ (1,51V) oxi hóa được Cl⁻ (1,359V), Cr³⁺ (1,33V) và Mn²⁺ (1,23V). Vậy MnO₄⁻ có thể oxi hóa Cl⁻ và Cr³⁺.

2) Cl₂/Cl⁻ (1,359V) oxi hóa được Cr³⁺ (1,33V) và Mn²⁺ (1,23V). Vậy Cl₂ có thể oxi hóa Cr³⁺.

3) Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺ (1,33V) oxi hóa được Mn²⁺ (1,23V). Vậy Cr₂O₇²⁻ có thể oxi hóa Mn²⁺.

4) MnO₂/Mn²⁺ (1,23V) không oxi hóa được chất nào trong các chất còn lại.

Xét các phản ứng có thể xảy ra:

- MnO₄⁻ oxi hóa Cl⁻: Phản ứng xảy ra.
- MnO₄⁻ oxi hóa Cr³⁺: Phản ứng xảy ra.
- Cl₂ oxi hóa Cr³⁺: Phản ứng xảy ra.

Vậy, các phản ứng 1, 2, 3 có thể xảy ra