Phản ứng oxi hóa khử và điện hóa học môn vật lý học

PHẢN ỨNG OXI HOÁ – KHỬ VÀ ĐIỆN HOÁ HỌC
I. Khái niệm về pư oxi hoá – khử. Cân bằng pư oxi hoá – khử
1. Định nghĩa
Ta có thể chia các phản ứng hóa học làm hai loại: phản ứng có sự trao đổi
electron giữa các nguyên tử, và phản ứng không có sự traođổi electron giữa các
nguyên tử
* Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hóa học trong đó có sự trao đổi
electron giữa các nguyên tử của các chất tham gia pư do đó làm biếnđổi số oxi
hoá của chúng
Số oxi hoá là điện tích của một nguyên tử trong phân tử nếu giả thiết rằng các
liên kết hoá học trong phân tử đó hoặc là liên kết cộng hoá trị không phân cực
(khi hai nguyên tử liên kết có độ âm điện bằng nhau VD: đơn chất) hoặc là liên
kết ion (khi hai nguyên tử liên kết có độ âm điện khác nhau VD: hợp chất).
2. Quy tắc tính số oxi hoá
+ Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong một phân tử bằng 0.
+ Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong một ion bằng điện tích
của ion đó.
+ Trong hợp chất thường số oxi hoá của hiđro là + 1; của oxi là - 2, của
kim loại là điện tích của ion đơn nguyên tử của kim loại đó
Dựa vào sự thay đổi số oxi hoá của nguyên tử trong PƯOK mà ta xác
định được sự cho, nhận electron.
Ví dụ:
0
4
2
4
20
CuSOZnSOCuZn +→+
++
(1)
eZnZn 2

20
+→
+
(2)
02
2 CueCu →+
+
(3)
+ Chất khử (Kh
1
) là chất nhường e (hay chất tăng số oxi hoá, chất bị oxi
hoá) chuyển thành dạng oxi hoá liên hợp (Ox
1
) (hay sản phẩm bị oxi hoá).
Sự nhường e (2) (hay sự tăng số oxi hoá) gọi là sự oxi hoá
+ Chất oxi hoá (Ox
2
) là chất nhận e (hay chất giảm số oxi hoá, chất bị khử)
chuyển thành dạng khử liên hợp (Kh
2
) (hay sản phẩm bị khử).
Sự nhận e (3) (hay sự giảm số oxi hoá) gọi là sự khử
.
Từ đó ta có thể hiểu PƯOK đơn giản như sau:
Sự oxi hoá : Kh
1
→ Ox
1
+ ne (4)
Sự khử: Ox

2
+ ne → Kh

2
(5)
PT PƯOK Kh
1
+ Ox
2
→ Ox
1
+ Kh
2
(6)
Như vậy Ox
1
và Kh
1
hay Ox
2
và Kh
2
tạo những cặp oxi hoá - khử được kí
hiệu là Ox/ Kh
Ví dụ : Cu
2+
/ Cu ; Zn
2+
/ Zn ; Cl
2

/ 2Cl
-

+ Lợi ích của số oxi hoá:
Đặc trưng cho pư oxi hoá – kh
ử
Mọi sự giảm số oxi hoá là sự khử
+ Thang số oxi hoá: Trên cùng một thang các số oxi hoá, người ta biểu
diễn các trạng tháI oxi hoá khác nhau của cùng một nguyên tố
+ Tiên đoán những thuộc tính hoá học: Các thang số oxi hoá cho phép
liên hệ số electron trao đổi với biến thiên số oxi hoá
Một pư, trong đó sự oxi hoá và khử xảy ra đồng thời trên cùng một
nguyên tố, gọi là pư dị li
VD: Nước oxi già dị li thành nước và oxi
H
2
O
2

1/2 H
2
O
2
+ H
2
O
2O
-1
→
O

0
+ O
-2
1.3.2. Các phương pháp lập PTHH của PƯOK.
+ Thông thường lập PTHH của PƯOK ta thực hiện hai bước :
Bước 1: Viết sơ đồ phản ứng : Các chất phản ứng → các chất tạo thành.
Bước 2: Chọn hệ số thích hợp đặt trước công thức hoá học của mỗi chất
trong sơ đồ phản ứng thể hiện sự bảo toàn nguyên tử mỗi nguyên tố hoá học
trong PƯHH. Bước này gọi là cân bằng phản ứng
+ Có 4 phương pháp lập phương trình PƯOK được đề cập đến trong
chương trình hoá học phổ thông.
Phương pháp Đại số (PPĐS)
+ Là phương pháp được áp dụng ở cấp THCS, khi học sinh chưa nghiên
cứu về số oxi hoá. Phương pháp này dựa trên nguyên tắc tổng số mol nguyên tử
của mỗi nguyên tố hoá học không thay đổi trong PƯHH.
Ví dụ
: Lập PTHH của phản ứng có sơ đồ :
Fe
3
O
4
+ CO Fe + CO
2
t
0
Bước 1: Đặt hệ số là các ẩn số
a Fe
3
O
4

+ b CO
→
c Fe + d CO
2
Bước 2: Thiết lập các phương trình bảo toàn nguyên tử của các nguyên tố
hoá học.
nguyên tố sắt : 3a = c (I)
nguyên tố cacbon : b = d (II)
nguyên tốt oxi : 4a + b = 2d (III)
Bước 3: giải hệ phương trình đại số vừa thiết lập ở bước (2) tìm tỉ lệ
a : b : c : d tối giản và nguyên. Từ đó chọn được hệ số thích hợp thế (II) vào
(III)
→
4a + d = 2d
⇔
4a = d . (IV), (I), (II), (IV)
→
a: b : c : d = 1: 4 : 3 : 4.
Bước 4: Viết hệ số vừa chọn vào trước CTHH trong PT
Fe
3
O
4
+ 4 CO
→
3 Fe + 4 CO
2
Nhận xét: PPĐS là phương pháp thiết lập PƯHH chung, có thể áp dụng
cho sơ đồ phản ứng hoá học bất kì, không phụ thuộc việc tính số oxi hoá. Trong
một số trường hợp, phương pháp này cho phép thiết lập PƯOK rất nhanh. Ví dụ:

lập PTHH có sơ đồ sau:
KMnO
4
+ HCl
→
KCl + MnCl
2
+ Cl
2
+ H
2
O.
Nhận thấy Oxi chỉ có trong KMnO

4
(vế trái) và trong H
2
O (vế phải) có đơn
chất Cl
2
(vế phải) dùng PPĐS: cân bằng oxi
→
cân bằng H, K, Mn
→
cân bằng Cl
sau cùng, ta được : KMnO
4
+ 8HCl → KCl + MnCl
2
+

2
5
Cl
2
+ 4H
2
O.
→
Nhân cả 2 vế của PTHH trên với 2 ta được
2KMnO
4
+ 8HCl
→
2KCl + 2MnCl
2
+ 5Cl
2
+ 8H
2
O.
+ Trong một số PƯOK phức tạp phương pháp này trở nên phức tạp do có
quá nhiều ẩn hoặc có quá nhiều phương trình đồng thời chỉ áp dụng được
phương pháp này khi đã biết rõ sơ đồ phản ứng.
Phương pháp thăng bằng electron (PPTBe)
Phương pháp này dựa trên nguyên tắc: Tổng số electron do chất khử
nhường phải đúng bằng tổng số electron mà chất oxi hoá nhận
(n
e cho
= n
e nhận

)
Ví dụ: Lập PTHH của PƯOK có sơ đồ sau:
FeO + HNO
3
→
Fe(NO
3
)
3
+ NO + H
2
O
Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
OHONNOFeONHOFe
2
2
33
3
3
32
)( ++→+
++++
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá, quá trình khử và cân bằng mỗi quá trình.
Fe
2+
→
Fe
+3
+ 1e (1) ( quá trình oxi hoá)
N

+5
+ 3 e
→
N
+2
(2) ( quá trình khử).
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp sao cho :
n
e cho
= n
e nhận
Hệ số của (1) là (3) ; Hệ số của (2) là 1.
Bước 4: Đặt hệ số vừa chọn vào CTHH tương ứng, hoàn thành PTHH
3 FeO + 10 HNO
3
→
3 Fe(NO
3
)
3
+ NO + 5 H
2
O
Hệ số của N
+5
trong HNO
3
bằng tổng N
+5
và N

+2
ở vế trái được hiểu là
trong 10 N
+5
, chỉ có 1 N
+5
đóng vai trò chất oxi hoá, còn 9 N
+5
đóng vai trò tạo
môi trường.
Nhận xét PPTBe không những thiết lập được mọi PƯOK bất kì một cách
khoa học mà còn chỉ rõ chất oxi hoá, sự khử; chất khử, sự oxi hoá .
Từ PPTBe, ta còn ứng dụng trong giải các bài tập có đồng thời nhiều
PƯOK trên cơ sở sự bảo toàn electron.
Tuy nhiên PPTBe không phân tích rõ bản chất của PƯOK trong dd chất
điện li.
Phương pháp thăng bằng ion - electron (PPTBIe)
Phương pháp này cũng dựa trên nguyên tắc:
Tổng số e chất khử nhường = Tổng số e chất oxi hoá nhận.
Ví dụ: Lập PTHH của PƯOK có sơ đồ:

2
342
+−+−−
+→++ MnNOHMnONO
Bước 1: Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
2
3
5
4

7
2
3
+−
+
+−
+
−
+
+→++ MnONHOMnON
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá, quá trình khử và cân bằng mỗi quá trình,
theo nguyên tắc.
+ Viết đúng dạng tồn tại trong dd của chất oxi hoá, chất khử, sản phẩm bị
khử và bị oxi hoá
+ Xét đến sự tham gia của chất tạo môi trường bằng cách: thêm vào nửa
phương trình khử hoặc nửa phương trình oxi hoá như sau:
Thêm vào vế
dư oxi
Thêm vào vế
thiếu oxi
môi trường axit hoặc sinh ra axit H
+
H
2
O
môi trường bazơ hoặc sinh ra bazơ H
2
O OH
-
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp sao cho

n
e cho
= n
e nhận
sau đó cộng 2 quá
trình oxi hoá và khử ta được PT ion của phản ứng đã cho.
5
+−
+
−
+
++→+ HeONOHON 22
3
5
22
3
2
OHMneHOMn
2
2
4
7
458 +→++
++−
+
5
OHMnNOHMnONO
2
2
342

32562 ++→++
+−+−−
Nhận xét: Đây là phương pháp khoa học nhất để lập PTHH của PƯOK
xảy ra trong dd chất điện li. Phương pháp này phân tích rõ:
+ Chất oxi hoá - sự khử ; chất khử - sự oxi hoá
+ Vai trò của môi trường trong PƯOK
+ Bản chất của PƯOK trong dd chất điện li.
VD:
II. Pin Galvani và sức điện động. Pt Nernst.
+ Khi PUOK tự xảy ra trong một dụng cụ đặc biệt có tên gọi là Pin Daniel
- Jacobi có cấu tạo như hình 1, thì sinh ra dòng điện. Hoạt động của Pin Daniel -
Jacobi
+ Tại bề mặt thanh kẽm
có quá trình oxi hoá:
Zn → Zn
2+
+ 2e (1)
+ Tại bề mặt thanh
đồng có quá trình khử:
Cu
2+
+ 2e → Cu (2)
Nhờ điện kế xác định được dòng e theo dây dẫn đi từ thanh kẽm (anot)
sang thanh đồng (catot) tạo ra dòng điện hoá học (ở mạch ngoài). Quá trình (1)
xảy ra làm dd ZnSO
4
tăng nồng độ Zn
2+
; quá trình (2) xảy ra làm dd CuSO
4

giảm nồng độ Cu
2+
. Điện tích trong hệ vẫn cân bằng nhờ sự chuyển dịch của
dòng ion ở "mạch trong" theo sơ đồ:
Dòng electron có thể tự chuyển dịch từ cực kẽm sang cực đồng chứng tỏ
có sự chênh lệch điện thế gây ra bởi khả năng oxi hoá khử khác nhau của 2 cặp
oxi hoá khử tại 2 điện cực Zn
2+
/ Zn và Cu
2+
/ Cu.
Rõ ràng cực đồng có điện thế dương hơn cực kẽm nên cực đồng có dấu
dương, cực kẽm có dấu âm.
* Điện cực : Gồm một cặp oxi hoá - khử:
- Điện cực loại I: Là điện cực gồm một thanh kim loại M nhúng trong dd
M
n+
(muối của M). Ví dụ : thanh kẽm nhúng trong dd ZnSO
4
ta có điện cực
Zn
2+
/Zn.
- Điện cực loại II: Là điện cực gồm một thanh kim loại M được phủ một
hợp chất ít tan của M (muối hay hiđroxit) nhúng vào dd chất điện li có chứa
anion của hợp chất ít tan đó. Ví dụ: điện cực calomen: Cl
-
/ Hg
2
Cl

2
/ Hg.
- Điện cực loại III: Gồm một thanh kim loại trơ (Pt hoặc Au) hay thanh
than chì nhúng trong dd chứa cả dạng oxi hoá và dạng khử của cặp oxi hoá khử.
Ví dụ: (Pt) Fe
3+
/ Fe
2+
.
- Điện cực Hiđro tiêu chuẩn: Một thanh platin phủ bột min platin trên bề
mặt (để hấp phụ H
2
và xúc tác quá trình oxi hoá - khử của cặp 2H
+
/ H
2
) nhúng
vào dd axit có [H
+
] = 1M hay pH=0. Người ta bơm khí H
2
vào bình đến khi áp
suất riêng phần của H
2
là 1 atm, khi đó trên bề mặt thanh platin xuất hiện cặp oxi
hoá - khử: 2H
+
+ 2e

H

2
* Nửa pin: gồm một điện cực tiếp xúc với dây dẫn điện
* Tế bào ganvani (galvania cell hay tế bào điện hoá) là tập hợp gồm 2
nửa pin được nối với nhau bằng chất điện li hoặc màng ngăn xốp.
* Pin: Một tế bào ganvani hoạt động như một máy phát điện.
dd ZnSO
4
C
ầ
u mu
ố
i
NH
4
NO
3
dd CuSO
4
Zn
2+
NO
3
-
SO
4
2-
NH
4
+
+ Sơ đồ pin: mỗi pin được sơ đồ hoá theo qui ước sau:

- Viết điện cực âm bên trái, điện cực dương bên phải. Ví dụ: pin Zn - Cu:
(-) Zn
(r)
Zn
2+
(aq)
Cu
2+
(aq)
Cu
(r)
(+)
- Một gạch đứng ( ): biểu thị sự tiếp xúc giữa 2 pha khác nhau
- Hai gạch đứng ( ): Biểu thị sự tiếp xúc giữa 2 chất điện li.
- Điện cực trái (anot) luôn xảy ra quá trình oxi hoá (làm phát sinh dòng
electron) là cực âm.
- Điện cực phải (catot): luôn xảy ra quá trình khử (tiêu hao dòng electron)
là cực dương.
- Chiều của dòng điện mạch ngoài: Dòng electron đi từ cực âm (anot ở
bên trái) sang cực dương (catot ở bên phải) qua dây dẫn nối với mạch ngoài.
* Suất điện động (vôn): hiệu điện thế cực đại của hai điện cực (có thể
dùng điện kế để đo hiệu điện thế giữa 2 điện cực).
2. Phương trỡnh Nernst về sức điện động
Pư oxi hoá – khử xảy ra trong pin điện có thể được viết tổng quát:
aOX
1
+ bKh
2

cKh

1
+ dOX
2
Pt đẳng nhiệt Van’t Hoff áp dụng cho pư trên có dạng:
c d
a .a
OX
kh
0
2
1
∆G = ∆G +RTln
a b
a .a
OX
Kh
1
2
Khi pin làm việc trong đk thuận nghịch nhiệt động thỡ năng lượng của pư
∆
G sẽ
bằng công điện cực đại do pin sinh ra -
∆
G = A’
max
= nFE ( n là số electron
trao đổi giữa hai cặp oxi hoá – khử ; F là hằng số Faraday = 96500 culông(C)
Ở đk chuẩn:
∆
G

0
= -nFE
0
là sức điện động chuẩn
Đưa các giá trị
∆
G;
∆
G
0
vào pt đẳng nhiệt Van’t Hoff trên, ta được:
RT
0
E=E - ln
nF
c d
a .a
OX
kh
2
1
a b
a .a
OX
Kh
1
2
(
Đ
ây là pt Nernst)

T
ạ
i 25
0
C, thay R=8,314J/Kmol; F=96500C(1C=1J/von.mol), ta
đượ
c pt Nernst
0
E = E - lg
n
0,059
c d
a .a
OX
kh
2
1
a b
a .a
OX
Kh
1
2
Ở đ
kcb,
∆
G = -nFE=0 => Electron = 0 => E
0
= 0,059/n lgK
Trong

đ
ó K là h
ằ
ng s
ố
cân b
ằ
ng c
ủ
a p
ư
oxi hoá – kh
ử
x
ả
y ra trong pin, và
th
ườ
ng có giá tr
ị
r
ấ
t l
ớ
n, ch
ứ
ng t
ỏ
p
ư

trong pin th
ự
c t
ế
là hoàn toàn.
7.3.
Thế điện cực chuẩn. Dóy điện hoá.
1. Thế điện cực chuẩn
Kh
ả
n
ă
ng oxi hoá - kh
ử
c
ủ
a các ch
ấ
t
đượ
c ph
ả
n
ả
nh qua kh
ả
n
ă
ng nh
ậ

n
ho
ặ
c cho electron c
ủ
a chúng.
Kh
ả
n
ă
ng này
đượ
c
đ
ánh giá b
ằ
ng
đạ
i l
ượ
ng th
ế đ
i
ệ
n c
ự
c c
ủ
a c
ặ

p oxi hoá
- kh
ử
trong
đ
i
ề
u ki
ệ
n xác
đị
nh.
Th
ế đ
i
ệ
n c
ự
c chu
ẩ
n c
ủ
a c
ặ
p oxi hoá kh
ử
M
n+
/ M (
0

/ MM
n
E
+
) có s
ố
tr
ị
b
ằ
ng
su
ấ
t
đ
i
ệ
n
độ
ng c
ủ
a pin t
ạ
o b
ở
i
đ
i
ệ
n c

ự
c hi
đ
ro chu
ẩ
n và
đ
i
ệ
n c
ự
c c
ủ
a kim lo
ạ
i M
v
ớ
i d
ấ
u d
ươ
ng ho
ặ
c d
ấ
u âm là d
ấ
u c
ủ

a
đ
i
ệ
n c
ự
c kim lo
ạ
i M
đ
ó.
Theo quy
ướ
c: E
pin
= E
đc phải
- E
đc trái
Ở
25
0
và khi ho
ạ
t
độ
c
ủ
a các d
ạ

ng oxi hoá, kh
ử
b
ằ
ng 1M ta có "su
ấ
t
đ
i
ệ
n
độ
ng chu
ẩ
n" : E
0
pin
.
Quy
ướ
c
VE
HH
00,0
0
/2
2
=
+
ở

m
ọ
i nhi
ệ
t
độ
, nên trong pin
đ
i
ệ
n hoá nói trên
- N
ế
u
đ
i
ệ
n c
ự
c kim lo
ạ
i M là c
ự
c âm thì
00
/
pin
MM
EE
n

−=
+
- N
ế
u
đ
i
ệ
n c
ự
c kim lo
ạ
i M là c
ự
c d
ươ
ng thì
00
/
pin
MM
EE
n
=
+
Th
ự
c ch
ấ
t không th

ể
xác
đị
nh chính xác th
ế đ
i
ệ
n c
ự
c c
ủ
a c
ặ
p oxi hoá kh
ử
,
tuy nhiên v
ớ
i cách xác
đị
nh t
ươ
ng
đố
i nh
ư
trên thì giá tr
ị
th
ế đ

i
ệ
n c
ự
c chu
ẩ
n cho
phép so sánh m
ộ
t cách t
ươ
ng
đố
i m
ứ
c
độ
th
ể
hi
ệ
n tính oxi hoá c
ủ
a d
ạ
ng oxi hoá
hay tính kh
ử
c
ủ

a d
ạ
ng kh
ử
:
+ N
ế
u
0
/ MM
n
E
+
càng d
ươ
ng thì tính oxi hoá c
ủ
a M
n+
càng m
ạ
nh h
ơ
n tính
oxi hoá c
ủ
a H
+
, ng
ượ

c l
ạ
i tính kh
ử
c
ủ
a M càng y
ế
u h
ơ
n tính kh
ử
c
ủ
a H
2
.
+ N
ế
u
0
/ MM
n
E
+
<
0
/ RR
a
E

+
thì tính oxi hoá c
ủ
a M
n+
y
ế
u h
ơ
n tính oxi hoá
c
ủ
a R
a+
, tính kh
ử
c
ủ
a M m
ạ
nh h
ơ
n tính kh
ử
c
ủ
a R.
+ P
Ư
OK x

ả
y ra thu
ậ
n l
ợ
i gi
ữ
a d
ạ
ng oxh m
ạ
nh và d
ạ
ng kh
ử
m
ạ
nh do v
ậ
y
d
ự
a vào th
ế đ
i
ệ
n c
ự
c ta có th
ể

d
ự đ
oán chi
ề
u h
ướ
ng c
ủ
a P
Ư
OK.
Khi ho
ạ
t
độ
c
ủ
a d
ạ
ng oxh (Ox) và ho
ạ
t
độ
c
ủ
a d
ạ
ng kh
ử
(Kh) khác 1 thì

0
// MMMM
nn
EE
++
≠
. Vì th
ế đ
i
ệ
n c
ự
c c
ủ
a c
ặ
p Ox - Kh không nh
ữ
ng ph
ụ
thu
ộ
c
E
0
mà còn ph
ụ
thu
ộ
c vào n

ồ
ng
độ
c
ủ
a d
ạ
ng Ox, Kh, môi tr
ườ
ng, nhi
ệ
t
độ
khi
x
ả
y ra ph
ả
n
ứ
ng, s
ự
ph
ụ
thu
ộ
c này
đượ
c bi
ể

u hi
ệ
n qua ph
ươ
ng trình Nernst
H
ệ
: M
n+
+ ne
→
M (3)
][
][
ln
0
//
M
M
nF
RT
EE
n
MMMM
nn
+
+=
++
(4)
Thay các giá tr

ị
: R = 8,314 K
-1
.mol
-1
(h
ằ
ng s
ố
khí lí t
ưở
ng)
T = 298
0
K (Nhi
ệ
t
độ
Kenvin)
F = 96500 C/mol (h
ằ
ng s
ố
Farday)
thì (4) tr
ở
thành:
][
][
lg

059,0
0
//
M
M
n
EE
n
MMMM
nn
+
+=
++
(5)
N
ế
u M là ch
ấ
t r
ắ
n ho
ặ
c ch
ấ
t l
ỏ
ng và t
ồ
n t
ạ

i riêng trong m
ộ
t pha thì
[M] =1. M
ặ
t khác, khi trong n
ử
a ph
ả
n
ứ
ng có nh
ữ
ng thành ph
ầ
n khác v
ớ
i d
ạ
ng
oxi hoá và d
ạ
ng kh
ử
liên h
ợ
p thì chúng c
ũ
ng có m
ặ

t (v
ớ
i l
ũ
y th
ừ
a h
ệ
s
ố
t
ỉ
l
ượ
ng)
trong ph
ươ
ng trình Nernst.
Ví dụ:
H
ệ
:
OHMneHMnO
2
2
4
458 +→++
++−
Có :
][

]][[
lg
5
059,0
2
8
4
0
//
2
4
2
4
+
+−
+=
+−+−
Mn
HMnO
EE
MnMnOMnMnO
(6)
H
ệ
: [Ag(NH
3
)
2
]
+

+ 1e
→
Ag + 2NH
3
Có:
2
3
23
0
/])([
/])([
][
]])([[
lg
1
059,0
23
23
NH
NHAg
EE
AgNHAg
AgNHAg
+
+=
+
+
(7)
2.Dóy
đ

i
ệ
n hoá và ý ngh
ĩ
a
+ T
ừ
b
ả
ng các th
ế
kh
ử
chu
ẩ
n ta th
ấ
y các kim lo
ạ
i
đứ
ng trên hi
đ
ro
đề
u
đẩ
y
đượ
c

hi
đ
ro ra kh
ỏ
i dd axit v
ỡ
so v
ớ
i ion H
+
, ion kim lo
ạ
i có tính oxi hoá y
ế
u h
ơ
n
M + nH
+
→
M
n+
+ n/2 H
2
D
ự
a vào th
ế
kh
ử

chu
ẩ
n ta c
ũ
ng th
ấ
y r
ằ
ng m
ộ
t kim lo
ạ
i có th
ể đẩ
y
đượ
c kim lo
ạ
i
đứ
ng d
ướ
i nó ra kh
ỏ
i h
ợ
p ch
ấ
t: Zn + Cu
2+

→
Zn
2+
+ Cu
Ho
ặ
c: Cu + 2Ag
+
→
Cu
2+
+ 2Ag
S
ự đả
o ng
ượ
c p
ư
không x
ả
y ra
đượ
c v
ỡ
kh
ả
n
ă
ng tham gia p
ư

kh
ử
c
ủ
a Zn
2+
k
ộ
m
Cu
2+
.
T
ừ
nh
ữ
ng ví d
ụ
trên ta d
ễ
dàng tiên
đ
oán kh
ả
n
ă
ng m
ộ
t kim lo
ạ

i
đẩ
y
đượ
c ion
kim lo
ạ
i khác ra kh
ỏ
i dd d
ự
a vào các th
ế đ
i
ệ
n c
ự
c chu
ẩ
n.
Khi xắp xếp thế điện
cực chuẩn theo trỡnh tự cỏc giỏ trị tăng dần thỡ thu được dóy hoạt động hoá
học của kim loại hoặc cũn được gọi là dóy điện hoá.
+
í nghĩa của dóy điện hoỏ
:
a. Tiên
đ
oán kh
ả

n
ă
ng t
ự
di
ễ
n bi
ế
n c
ủ
a p
ư
oxi hoá – kh
ử
: Gi
ữ
a 2 c
ặ
p oxi hoá –
kh
ử
, p
ư
duy nh
ấ
t
đượ
c x
ả
y ra là p

ư
gi
ữ
a d
ạ
ng oxi hoá c
ủ
a c
ặ
p có tính oxi hoá
m
ạ
nh h
ơ
n và d
ạ
ng kh
ử
c
ủ
a c
ặ
p có tính oxi hoá kém h
ơ
n
VD: P
ư
gi
ữ
a Fe và axit HCl cho sp là FeCl

2
và H
2
. Song sp gi
ữ
a Fe và Cl
2
l
ạ
i
cho sp là FeCl
3
. Gi
ả
i th
ớ
ch
Gi
ả
i. Trong p
ư
gi
ữ
a Fe và HCl, d
ạ
ng oxi hoá là H
3
O
+
(

φ
0
( H
+
/ H
2
)=0) cú th
ể
oxi ho
ỏ
Fe thành Fe
2+
(
φ
0
( Fe
2+
/ Fe)
= -0,44) nh
ư
ng l
ạ
i không oxi hoá
đượ
c Fe
2+
thành Fe
3+
(
φ

0
(Fe
3+
/ Fe
2+
) = 0,77V). P
ư
gi
ữ
a Fe và Cl
2
, ch
ấ
t oxi ho
ỏ
là Cl
2
(
φ
0
(Cl
2
/2Cl
-
) = 1,358) nên nó oxi hoá
đượ
c Fe thành Fe
3+
(
φ

0
( Fe
3+
/ Fe) =-
0,036 V)
b. Tính s
ứ
c
đ
i
ẹ
n
độ
ng c
ủ
a pin : E =
φ
(+)
-
φ
(-)
. E > 0 v
ỡ
nú
ứ
ng v
ớ
i p
ư
t

ự
di
ễ
n bi
ế
n trong pin.
Ở đ
k chu
ẩ
n, ta có:
0 0 0 0 0
E = φ -φ = φ -φ
2+ 2+
(+) (-)
Cu /Cu Zn /Zn
= 0,337 – (-0,763) =1,1V
E
0
> 0 chứng tỏ ở đk chuẩn pư khử ion Cu
2+
(a=1) bằng Zn tự xảy ra theo chiều
thuận Zn + Cu
2+
→ Cu + Zn
2+
c. Tiên đoán pư ưu tiên trong điện phân( đọc giáo trỡnh- t243)
6.5. Chiều diễn biến của phản ứng oxi hoá - khử.
* Phản ứng oxi hoá khử tự xảy ra theo chiều chất oxi hoá mạnh tác dụng
với chất khử mạnh tạo ra chất khử mới và chất oxi hoá mới yếu hơn.
Tức là nếu

NNMM
nm
EE
//
++
>
Thì PƯOK tự phát theo chiều:
nM
m+
+ m N → nM + mN
n+
(8)
Khi đó pin điện hoá tạo bởi 2 cặp oxi hoá khử trên có suất điện động
NNMM
MN
nm
EEE
//
++
−
=
−
với điện cực N
n+
/N là anot (cực -) và điện cực M
m+
/M là catot (cực +);
chiều dòng điện được quy ước là chạy từ cực dương sang cực âm nhưng thực
chất dòng electron tự chạy từ cực âm sang cực dương.
* Khi

0
/ MM
m
E
+
và
0
/ NN
n
E
+
cách nhau khá xa thì có thể xác định chiều
tự phát của PƯOK giữa 2 cặp oxi hoá khử này dựa vào việc so sánh các giá trị
E
0
Ví dụ: Vì sao để khử Fe
3+
thành Fe
2+
có thể dùng I
-
mà không thể dùng Br
-
Trả lời: So sánh E
0
của cặp oxi hoá khử.
Kết luận:
+ Chiều tính oxi hoá tăng dần: I
2
, Fe

3+
, Br
2
+ Chiều tính khử giảm dần :

I
-
, Fe
2+
, Br
-
Vì vậy phản ứng tự xảy ra là:
2I
-
+ 2Fe
3+
→
2Fe
2+
+ I
2
Thay I
-
bằng Br
-
thì phản ứng không tự xảy ra.
* Trạng thái cân bằng của PƯOK.
Xét PƯOK tổng quát : Ox
1
+ Kh

2
→ Kh
1
+ Ox
2
Có E
Ox1/Kh1
= E
1
E
Ox2/Kh2
= E
2
Phản ứng tự xảy ra khi E
1
> E
2
. Tuy nhiên, trong quá trình phản ứng
[Ox
1
] và [Kh
2
] giảm dần, đồng thời [Oxh
2
] và [Kh
1
] tăng dần, dẫn đến E
1
giảm
dần và E

2
tăng dần; đến khi E
1
= E
2
thì PƯOK đạt đến trạng thái cân bằng.
Ox
1
+ Kh
2
 Ox
2
+ Kh
1
Với biểu thức hằng số cân bằng.
]][[
]][[
11
22
KhOx
OxKh
K =
* Hằng số cân bằng (K) là đại lượng đánh giá mức độ mạnh hoặc yếu của
một phản ứng thuận nghịch xuất phát từ biểu thức:
∆G
0
= -nF∆E
0
(9)
∆G

0
= - RTlnK (10)
I
2
/ 2I
-
+ 0,54
+ 0,77
+ 1,09
(V)
Fe
3+
/ Fe
2+
Br
2
/ 2Br
-
Từ (9) và (10) ta có : lnK =
0
E
RT
nF
∆
(11)
với : F = 96500 C/mol T = 298'C
R = 8,314 K
-1
.mol
-1

Đổi ln sang lg
(11) trở thành
0
059,0
lg E
n
K ∆=
(12)
với
000
TP
EEE −=∆
(13)
(12) trở thành :
)(
059,0
lg
00
TP
EE
n
K −=
(14) hay
059,0
)(
00
10
TP
EEn
K

−
=
Hằng số cân bằng (K) còn được xác định bằng cách:
Xét phản ứng OK dạng tổng quát ở 25
0
C:
Ox
1
+ ne Kh
1
059.0/
1
0
1
10
nE
K =
Kh
2
ne + Ox
2
059,0/
2
0
2
10
nE
K
−
=

Ox
1
+ Kh
2
Kh
1
+ Ox
2
1
21
.
−
= KKK
(15)
Từ (15) ta có
)(
059,0
lg
0
2
0
1
EE
n
K −=
(16)
Ý nghĩa của hằng số cân bằng
+ Căn cứ vào giá trị của hằng số cân bằng K ta có thể dự đoán được chiều
tự phát của PƯOK. Nếu K có giá trị càng lớn phản ứng xảy ra càng mạnh theo
chiều thuận. Nếu K có giá trị càng nhỏ, thì mức độ thuận nghịch của phản ứng

càng tăng.
+ Dựa vào giá trị của K ta có thể tính thế điện cực chuẩn của cặp oxi hoá -
khử.