Chọn phát biểu sai. (1) Khả năng điện ly của chất điện ly càng yếu khi tính có cực của dung môi càng lớn. (2) Độ điện ly a của mọi dung dịch chất điện ly mạnh luôn bằng 1 ở mọi nồng độ. (3) Độ điện ly a của các hợp chất cộng hóa trị có cực yếu và không phân cực gần bằng không. (4) Độ điện ly a không phụ thuộc vào nhiệt độ và nồng độ của chất điện ly.

(1) KNO3: K+ là cation của base mạnh (KOH) và NO3- là anion của acid mạnh (HNO3) nên không bị thủy phân, môi trường trung tính. => Đúng.
(2) NaClO4: Na+ là cation của base mạnh (NaOH) và ClO4- là anion của acid mạnh (HClO4) nên không bị thủy phân, môi trường trung tính. => Sai.
(3) NH4CH3COO: NH4+ là cation của base yếu (NH3) và CH3COO- là anion của acid yếu (CH3COOH) nên đều bị thủy phân, môi trường phụ thuộc vào Ka và Kb. Ka(CH3COOH) = 1.8*10^-5, Kb(NH3) = 1.8*10^-5 => Ka = Kb => môi trường trung tính. => Đúng.
(4) Fe2(SO4)3: Fe3+ là cation của base yếu và SO42- là anion của acid mạnh nên Fe3+ bị thủy phân tạo môi trường acid. => Sai.
Vậy chỉ có (1) và (3) đúng.

Điện cực có nồng độ dung dịch thấp hơn là cực âm (anod), nơi xảy ra quá trình oxy hóa. Điện cực có nồng độ dung dịch cao hơn là cực dương (catod), nơi xảy ra quá trình khử.

Ở đây, điện cực (1) có nồng độ AgNO3 thấp hơn (0,001N) so với điện cực (2) (0,1N). Do đó, điện cực (1) là anod và điện cực (2) là catod. Quá trình oxy hóa xảy ra ở điện cực (1) và quá trình khử xảy ra ở điện cực (2).

Tính sức điện động của pin (E) ở 25°C sử dụng phương trình Nernst:
E = E° - (0.0592/n) * log(Q)
Vì cả hai điện cực đều là Ag/Ag+, E° = 0.
Q = [Ag+]_anod / [Ag+]_catod = 0.001 / 0.1 = 0.01
n = 1 (số electron trao đổi trong phản ứng Ag+ + e- -> Ag)
E = 0 - (0.0592/1) * log(0.01) = -0.0592 * (-2) = 0.1184 V

Vậy, sức điện động của pin ở 25°C là E ≈ 0,118V.

Phân tích các đáp án:
- Đáp án 1: Sai. Quá trình oxy hóa xảy ra trên cực (1), không phải cực (2).
- Đáp án 2: Sai. Cực (2) là catod, không phải anod.
- Đáp án 3: Sai. Bạc bị hòa tan ở điện cực (1), không kết tủa.
- Đáp án 4: Đúng. Sức điện động của pin ở 25°C là E = 0,118V.

Để tính thế khử chuẩn \(\varphi _{Fe^{3+}/Fe^{2+}}^0\), ta sử dụng phương pháp kết hợp các nửa phản ứng đã cho. Ta có hai nửa phản ứng với thế khử chuẩn tương ứng:

1) \(Fe^{3+} + 8H^+ + 4e^- \rightarrow Fe_3O_4 + 4H_2O\) \(\varphi _{Fe^{3+}/Fe_3O_4}^0 = 0.353V\)

2) \(Fe_3O_4 + 8H^+ + 2e^- \rightarrow 3Fe^{2+} + 4H_2O\) \(\varphi _{Fe_3O_4/Fe^{2+}}^0 = 0.980V\)

Chúng ta cần tìm thế khử chuẩn cho nửa phản ứng:

3) \(Fe^{3+} + e^- \rightarrow Fe^{2+}\) \(\varphi _{Fe^{3+}/Fe^{2+}}^0 = ?\)

Ta sử dụng quy tắc cộng các nửa phản ứng. Nhân phản ứng (1) với 3 để có 3 ion \(Fe^{3+}\) và trừ đi phản ứng (2) để thu được phản ứng mong muốn (3) sau khi chia cho hệ số thích hợp. Tuy nhiên, việc này phức tạp và dễ gây nhầm lẫn. Thay vào đó, ta tính trực tiếp dựa vào năng lượng Gibbs.

Ta có công thức liên hệ giữa thế khử chuẩn và năng lượng Gibbs:
\(\Delta G^0 = -nF\varphi^0\)

Trong đó:
- \(\Delta G^0\) là biến thiên năng lượng Gibbs chuẩn
- n là số electron trao đổi
- F là hằng số Faraday
- \(\varphi^0\) là thế khử chuẩn

Từ phản ứng (1), ta có: \(\Delta G_1^0 = -4F(0.353)\)
Từ phản ứng (2), ta có: \(\Delta G_2^0 = -2F(0.980)\)

Để có phản ứng (3), ta thực hiện phép toán sau: (3 x phản ứng 1) - phản ứng 2, sau đó chia cho 3:
\(3Fe^{3+} + 24H^+ + 12e^- \rightarrow 3Fe_3O_4 + 12H_2O\)
\(Fe_3O_4 + 8H^+ + 2e^- \rightarrow 3Fe^{2+} + 4H_2O\)

Phản ứng tổng:
\(3Fe^{3+} + 16H^+ + 10e^- \rightarrow 3Fe^{2+} + 2Fe_3O_4 + 8H_2O\)

Để có được phản ứng (3) mong muốn, ta cần một cách tiếp cận khác. Ta sử dụng vòng chu trình năng lượng.

Ta có:
\(Fe^{3+} \rightarrow Fe^{2+}\) (1 electron)

Để chuyển đổi \(Fe^{3+}\) thành \(Fe^{2+}\), ta có thể đi theo con đường gián tiếp qua \(Fe_3O_4\).

Ta có: \(3Fe^{3+} + 12e^- \rightarrow Fe_3O_4 \) (1)
và \(Fe_3O_4 + 8H^+ + 2e^- \rightarrow 3Fe^{2+} \) (2)

Cộng (1) và (2) sau khi cân bằng số electron.

Ta có: \(\Delta G_1 = -4F(0.353)\) và \(\Delta G_2 = -2F(0.980)\)

Ta có \(3Fe^{3+} + 3e^- \rightarrow 3Fe^{2+}\) \(\Delta G_3 = -3F\varphi_{Fe^{3+}/Fe^{2+}}^0\)
\(\Delta G_3 = \Delta G_1 + \Delta G_2\)
\(-3F\varphi_{Fe^{3+}/Fe^{2+}}^0 = -4F(0.353) - 2F(0.980)\)
\(3\varphi_{Fe^{3+}/Fe^{2+}}^0 = 4(0.353) + 2(0.980) = 1.412 + 1.96 = 3.372\)
\(\varphi_{Fe^{3+}/Fe^{2+}}^0 = 3.372 / 3 = 1.124V\)

Cách khác (sử dụng số oxi hóa trung bình):
\(Fe_3O_4\) có số oxi hóa trung bình của Fe là +8/3

Ta có hệ:
\(Fe^{3+} + xe^- \rightarrow Fe_3O_4\) \(\varphi_1^0 = 0.353V\)
\(Fe_3O_4 + ye^- \rightarrow Fe^{2+}\) \(\varphi_2^0 = 0.980V\)
\(Fe^{3+} + ze^- \rightarrow Fe^{2+}\) \(\varphi^0 = ?\)

Bài này cần áp dụng công thức bảo toàn e và năng lượng Gibbs. Tuy nhiên, khi kiểm tra lại, ta thấy không có đáp án nào chính xác với kết quả tính toán này. Có thể có sai sót trong đề bài hoặc các giá trị thế điện cực chuẩn đã cho.

Tuy nhiên, nếu bài toán chỉ yêu cầu tính toán gần đúng, ta có thể thấy rằng giá trị 0.771V là giá trị thường gặp cho thế khử chuẩn của cặp Fe3+/Fe2+.

Điện cực hydro là điện cực so sánh, thế điện cực của nó phụ thuộc vào nồng độ ion H⁺. Phương trình Nernst cho điện cực hydro là: E = E⁰ - (RT/nF)ln(1/[H⁺]). Vì E⁰ = 0V nên E = -(RT/nF)ln(1/[H⁺]) = (RT/nF)ln[H⁺].

Khi giảm nồng độ H⁺, ln[H⁺] trở nên âm và thế điện cực E giảm (trở nên âm hơn). Thế điện cực càng âm thì tính oxi hóa của H⁺ càng giảm (khả năng nhận electron giảm) và tính khử của H₂ tăng (khả năng nhường electron tăng). Vậy đáp án đúng là tính khử của H₂ tăng.

Ở đây j không liên quan đến sự thay đổi tính oxi hóa khử khi thay đổi nồng độ H+ mà j là mật độ dòng trao đổi.