CHUYÊN đề OXI hóa KHỬ

CHUYÊN ĐỀ: OXI HÓA KHỬ
(Yên Bái)
PHẦN I. MỞ ĐẦU
1. Lí do chọn đề tài
Các phản ứng oxi hóa khử luôn luôn xảy ra xung quanh ta: Sự cháy, sự hô hấp,
sự han gỉ,…; chúng đóng một vai trò rất quan trọng đối với đời sống con người, đối
với rất nhiều quá trình kĩ thuật công nghiệp. Những quy luật rút ra từ việc nghiên cứu
phản ứng oxi hóa khử không những giúp cho việc điều khiển các quá trình hóa học
trong sản xuất công, nông nghiệp mà còn được vận dụng vào lĩnh vực y học, sinh học,
môi trường nhằm bảo vệ và tăng cường sức khỏe của con người. Phản ứng oxi hóa khử
là một nội dung không thể thiếu trong chương trình Hóa học phổ thông, ngay từ THCS
học sinh đã được tìm hiểu về khái niệm phản ứng oxi hóa khử. Ở bậc THPT học sinh
tiếp tục nghiên cứu sâu hơn về phản ứng oxi hóa khử, đặc biệt là bản chất của phản
ứng. Từ vai trò quan trọng của phản ứng oxi hóa khử đối với cuộc sống, trong nghiên
cứu khoa học, nên những kiến thức về phản ứng oxi hóa khử là một phần không thể
thiếu trong nội dung của các kì thi chọn học sinh giỏi Hóa học các cấp. Trong đề tài
này, tôi lựa chọn nghiên cứu chuyên đề
“Các khái niệm cơ bản và phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử”
2. Mục đích nghiên cứu
Xây dựng các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử để giúp học sinh
nhớ kiến thức một cách có chọn lọc, hệ thống, từ đó dễ dàng giải quyết các bài tập liên
quan đến phản ứng oxi hóa khử từ đơn giản tới phức tạp.
3. Giới hạn nghiên cứu
Phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử
4. Nhiệm vụ nghiên cứu
Xây dựng các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử.
Xây dựng các bài tập để cho học sinh giỏi các cấp ôn luyện.
5. Đối tượng và phương pháp nghiên cứu
* Đối tượng nghiên cứu: Phản ứng oxi hóa khử.
* Phương pháp nghiên cứu:
- Nghiên cứu tài liệu.

- Phân loại và xây dựng hệ thống bài tập có liên quan.
- Thực nghiệm sư phạm.


PHẦN II. NỘI DUNG
A. CƠ SỞ LÝ LUẬN
I. CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN
1. SỐ OXI HOÁ VÀ PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ
a) Số oxi hoá
Số oxi hoá, còn được gọi là bậc oxi hoá, mức oxi hoá hay trạng thái oxi hoá.
Theo thuyết “điện hoá trị”, trong tất cả các hợp chất hoá học chỉ tồn tại liên kết ion.
Điện hoá trị có thể có giá trị dương và âm. Xuất phát từ đó đã hình thành nên khái
niệm số oxi hoá.
Số oxi hoá của một nguyên tố trong hợp chất là điện tích của nguyên tử nguyên
tố đó trong phân tử của hợp chất với giả thiết rằng các liên kết trong phân tử đều là
liên kết ion. Như vậy, người ta đã gán một cách quy ước cặp electron liên kết của hai
nguyên tử được chuyển hẳn sang nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện lớn hơn. Khi
đó, số oxi hoá có thể là số dương, số không hoặc số âm, được kí hiệu bằng chữ số Ả
rập và viết dấu (+) hoặc (-) phía trước chữ số.
Theo qui ước, đối với các nguyên tố ở trạng thái tự do thì số oxi hoá của chúng
bằng số không. Thí dụ: trong kim loại natri, canxi, kẽm, số oxi hoá của Na, Ca, Zn
bằng không và trong khí oxi hoặc khí ozon, số oxi hoá của O cũng bằng 0. Đối với các
hợp chất ion được tạo thành từ các ion một nguyên tử thì số oxi hoá của nguyên tố
bằng điện tích của ion đó. Thí dụ, trong hợp chất NaCl, số oxi hoá Na bằng +1 và của
Cl bằng -1. Đối với các hợp chất cộng hoá trị có cấu tạo đã biết, khi giả thiết rằng các
liên kết cộng hoá trị phân cực chuyển thành liên kết ion thì số oxi hoá của nguyên tố
bằng điện tích của nguyên tử. Thí dụ, trong H2O, số oxi hoá của hiđro là +1, của oxi là
-2, còn trong OF2, số oxi hoá của flo là -1 và của oxi là +2.
Nhưng trong đa số các trường hợp phức tạp, không áp dụng quy tắc gán các cặp
electron mà áp dụng quy tắc sau: Tổng đại số các số oxi hoá của các nguyên tố trong

một tiểu phân (phân tử hoặc ion phức tạp) bằng điện tích của tiểu phân và trong hầu
hết các tiểu phân, khi oxi liên kết với nguyên tử có độ âm điện nhỏ hơn thì số oxi hoá
của oxi bằng -2, khi hiđro liên kết với nguyên tử có độ âm điện lớn hơn thì số oxi hoá
của hiđro bằng +1.
Thí dụ 1: Xác định số oxi hoá của S (khí hiệu là x) trong hợp chất H2SO4:

2


2(+1) + x + 4(-2) = 0 suy ra x = +6
Thí dụ 2: Xác định số oxi hoá của Cr (kí hiệu là x) trong ion Cr2O72−
2x + 7.(-2), suy ra x = + 6.
Đối với các tiểu phân có chứa nhiều nguyên tử của cùng một nguyên tố nhưng
ở trạng thái oxi hoá khác nhau, để xác định số oxi hoá của nguyên tố không áp dụng
được quy tắc trên (vì áp dụng quy tắc trên chỉ xác định được số oxi hoá trung bình của
nguyên tố) mà phải dựa vào công thức cấu tạo của tiểu phân.
Thí dụ 1: Xác định số oxi hoá của S trong axit thiosunfuric H2S2O3.
Axit thiosunfuric có cấu tạo phân tử tương tự như axit sunfuric, nhưng có hai
công thức:
H–O

O

H–O

+4

O
+5

S

S

−1

0

H–O

O

H −S

S

a)

b)

Trong công thức (a) nguyên tử S trung tâm có số oxi hoá +4, nguyên tử S còn
lại có số oxi hoá là 0. Trong công thức (b) nguyên tử S trung tâm có số oxi hoá bằng
+5, còn nguyên tử S còn lại có số oxi hoá là -1.
O −2

Cl
O −2

F
0

O

O−2

Thí dụ 2: Xác định số oxi hoá của oxi trong hợp chất FClO4.
Phân tử FClO4 có công thức cấu tạo như hình bên. Ở đây một nguyên tử O vừa
liên kết với F là nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, vừa liên kết với Cl là nguyên tử có
độ âm điện nhỏ hơn nên có số oxi hoá bằng không. Ba nguyên tử oxi còn lại chỉ liên
kết với nguyên tử clo nên có số oxi hoá bằng – 2.

3


Cũng cần chú ý rằng khái niệm số oxi hoá được sinh ra từ luận điểm về thuyết
điện hoá trị, do đó, nó chỉ là sự tiếp cận cấu tạo hoá học một cách hình thức. Trong
cách tiếp cận đó, tất cả liên kết trong hợp chất hoá học đều được coi là liên kết ion
thuần tuý, mặc dù điều đó là không đúng ngay cả đối với các hợp chất ion nhất như
clorua của kim loại kiềm được tạo ra từ các nguyên tử có độ âm điện khác nhau nhiều
nhất. Ngoài ra, công thức tỉ lượng thực tế chỉ phản ánh tỉ lệ mol của các nguyên tử
trong hợp chất và chỉ là một đơn vị cấu tạo mà từ đó tạo thành hợp chất đã cho. Thí dụ,
để xác định số oxi hoá của nguyên tử của các nguyên tố trong thành phần của NaCl,
người ta coi công thức tỉ lượng NaCl là một đơn vị cấu tạo mà từ đó tạo thành hợp
chất tinh thể natri clorua.
Đối với các halogen của kim loại kiềm, sự sai lệch giữa giá trị điện tích hiệu
dụng được tính toán một cách hình thức theo quy tắc xác định số oxi hoá với điện tích
thực trên các nguyên tử của hợp chất tinh thể là rất nhỏ. Nhưng đối với các hợp chất
phức tạp hơn thì sự sai lệch đó thường lớn đến mức mà số oxi hoá đối với chúng trở
thành một đại lượng hoàn toàn có tính chất hình thức. Thí dụ, khi đề nghị oxi có số oxi
hoá bằng – 2 thì chúng ta sẽ nhận được số oxi hoá = + 6 đối với nguyên tử crom trong

cromat, đicromat, số oxi hoá bằng + 7 đối với nguyên tử clo trong axit pecloric và
muối peclorat v.v....
Thế nhưng, hiện nay người ta đã thiết lập chắc chắn rằng các liên kết crom –
oxi hoặc clo – oxi trong các hợp chất kể trên và cả trong các oxoanion tương tự khác
chủ yếu là liên kết cộng hoá trị phức tạp, bao gồm sự tạo thành liên kết σ và liên kết
π không định vị. Điện tích dương hiệu dụng trên nguyên tử của nguyên tố tạo ra

oxoanion trong các hợp chất như thế không bao giờ vượt quá trị số 2+.
Các ion crom và clo với điện tích 6+ và 7+ tương ứng có thể điều chế được
bằng thực nghiệm nhưng không phải bằng phương pháp hoá học mà bằng phương
pháp vật lí kích thích các nguyên tử. Nhưng rõ ràng là các cation điện tích cao được
tạo ra bằng các phương pháp vật lí trong thường năng lượng cao không tồn tại trong
các môi trường hoá học bình thường trong thời gian đáng kể.
Như vậy, khái niệm “số oxi hoá” cũng như khái niệm điện hoá trị trước đây chỉ
có tính chất hình thức, không đặc trưng cho trạng thái thực của nguyên tử trong hợp
chất. Nhưng dù sao khái niệm số oxi hoá vẫn có những ý nghĩa thực tế nhất định.

4


Dựa vào sự thay đổi số oxi hoá của các nguyên tố trong các chất tham gia phản
ứng có thể phân các phản ứng hoá học thành hai loại: Phản ứng trong đó không có sự
thay đổi số oxi hoá của các nguyên tố, người ta thường gọi loại phản ứng này là phản
ứng trao đổi; Phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxi hoá của một số nguyên tố, loại
phản ứng này được gọi là phản ứng oxi hoá - khử.
Khái niệm số oxi hoá của các nguyên tố thích hợp cho sự phân loại các chất.
Chẳng hạn như các hợp chất HPO3, H3PO4 và H4P2O7 tuy có công thức phân tử khác
nhau nhưng chúng cùng có số oxi hoá của photpho bằng +5 nên được xếp vào cùng
một loại, khác với loại hợp chất HPO 2, H3PO3 và H4P2O5 trong đó cùng có số oxi hoá
của photpho bằng +3 và lại khác với loại hợp chất H3PO2 trong đó photpho có số oxi

hoá bằng +1.
Một ý nghĩa vô cùng quan trọng khác của khái niệm số oxi hoá là nó được dùng
làm cơ sở để viết định nghĩa phản ứng oxi hoá - khử và để viết phương trình phản ứng
oxi hoá - khử theo phương pháp cân bằng số oxi hoá và phương pháp ion – electron.
b) Phản ứng oxi hoá - khử
Phản ứng hoá học trong đó số oxi hoá của các nguyên tố bị thay đổi, được gọi
là phản ứng oxi hoá - khử.
Thí dụ:

2+

0

+2

0

(a)

Fe + Cu SO4 
→ Fe SO4 + Cu
+7

0

2 Mn O4− + 10Cl − + 16 H + 
→ 2Mn 2+ + 5 Cl 2 + 8H 2O

(b)

Phản ứng oxi hoá - khử nào cũng gồm hai quá trình: quá trình oxi hoá (sự oxi
hoá) và quá trình khử (sự khử).
Đối với phản ứng (a):
0

Quá trình oxi hoá là:

Fe − 2e 
→ Fe 2+ : số oxi hoá tăng.

Quá trình khử là:

Cu 2+ + 2e 
→ Cu : số oxi hoá giảm.

Phản ứng tổng cộng là:

Fe + Cu 2+ 
→ Fe 2+ + Cu

0

0

0

2+

Trong phản ứng, Fe tăng số oxi hoá, được gọi là chất khử, Cu giảm số oxi hoá,
được gọi là chất oxi hoá.

Đối với phản ứng (b):

5


0

Quá trình oxi hoá là: 10Cl − − 10e 
→ 5 Cl2 : số oxi hoá tăng
+7

Quá trình khử là:

Mn O4− + 8H + + 5e 
→ Mn 2+ + 4 H 2O : số oxi hoá giảm

Phản ứng tổng cộng:

+7

0

10Cl − + 2 Mn O4− + 16H + 
→ 5 Cl2 + 2Mn 2+ + 8H 2O

−
Trong phản ứng này, Cl − tăng số oxi hoá, được gọi là chất khử: ở MnO4 có
+7

chứa Mn giảm số oxi hoá nên được gọi là chất oxi hoá.

Từ sự phân tích ở trên có thể đưa ra các định nghĩa tổng quát như sau:
Chất mà trong thành phần của nó có nguyên tố tăng số oxi hoá được gọi là
chất khử.
Quá trình oxi hoá (hay sự oxi hoá) một chất là quá trình làm tăng số oxi hoá
của nguyên tố ở trong thành phần của chất đó.
Chất mà trong thành phần của nó có nguyên tố giảm số oxi hoá được gọi là
chất oxi hoá.
Quá trình khử (hay sự khử) một chất là quá trình giảm số oxi hoá của nguyên
tố ở trong thành phần của chất đó.
Trong mỗi phản ứng, quá trình oxi hoá và quá trình khử được gọi là hai nửa
phản ứng. Như trên đã thấy, khi cộng hai nửa phản ứng ta sẽ được phản ứng oxi hoá khử hoàn chỉnh.
Ở quá trình khử, chất oxi hoá bị khử chuyển thành chất khử. Ở quá trình oxi
hoá, chất khử bị oxi hoá chuyển thành chất oxi hoá. Chất oxi hoá và chất khử của cùng
một quá trình hợp thành một cặp oxi hoá - khử hay một hệ oxi hoá - khử (và kí hiệu là
Ox/Kh). Trong một phản ứng oxi hoá - khử, phải có ít nhất là hai cặp oxi hoá - khử.
Thí dụ: Trong phản ứng (a) có hai cặp oxi hoá - khử là Cu 2+/Cu và Fe2+/Fe.
−
2+
−
Trong phản ứng (b) cũng có hai cặp oxi hoá - khử là MnO4 Mn và Cl2 Cl .

Nếu dạng oxi hoá Ox 1 của cặp (Ox/Kh)1 oxi hoá dạng Kh2 của cặp (Ox/Kh)2,
người ta viết phương trình phản ứng oxi hoá - khử dạng tổng quát như sau:
n1Ox1 + n2 Kh 2 ƒ

n1 Kh1 + n2Ox2 .

6

Người ta đã chứng tỏ rằng: trong phản ứng oxi hoá - khử, sự thay đổi số oxi
hoá của các nguyên tố xảy ra hoặc do sự chuyển các electron hoặc do sự chuyển các
nguyên tử từ tiểu phân này đến tiểu phân khác.
2. PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ THEO CƠ CHẾ CHUYỂN ELECTRON
Để làm thí dụ cho phản ứng oxi hoá - khử, trong đó sự thay đổi số oxi hoá của
các nguyên tố xảy ra do sự chuyển các electron từ tiểu phân này đến tiểu phân khác, ta
xét một số phản ứng sau:
CuSO4 ( aq ) + Zn( r ) 
→ Cu( r ) + ZnSO4 ( aq )

Thí dụ 1:

Ở phản ứng này, các nguyên tử kẽm đã chuyển electron sang ion Cu 2+.
2e
Cu(2aq+ ) + Zn( r ) 
→ Cu( r ) + Zn(2aq+ )

Đồng
+2

giảm

0

số
0

+2 e
Cu →
Cu ;

oxi

hoá,

còn

kẽm

tăng

số

oxi

hoá:

+2

−2 e
Zn →
Zn

o

t
2 Fe + 3Cl2 
→ 2 FeCl3

Thí dụ 2:

Ở phản ứng này các nguyên tử sắt đã chuyển electron sang cho các nguyên tử
clo:
2x3e
2 Fe + 3Cl2 
→ 2 FeCl3
+3

0

−3 e
Sắt đã tăng số oxi hoá còn clo giảm số oxi hoá: Fe →
Fe ;

−1

0

+e
Cl 
→ Cl

Thí dụ 3*: Trường hợp phức tạp hơn của sự chuyển electron là quá trình mà ở
đó xảy ra sự thay đổi trong cầu phối trí của các trung tâm oxi hoá - khử, chẳng hạn, sự
khử CoCl ( NH 3 ) 5 
2+

2+

2+

bằng Cr( aq ) :
2+

2+

2+

CoCl ( NH 3 ) 5  + Cr ( OH 2 ) 6  + 5H 3O(2aq+ ) 
→ Co ( OH 2 ) 6  + CrCl ( OH 2 ) 5  + 5NH 4+( aq )
aq
( aq )
( aq )
( aq )

(a)
Vì tất cả các phức chất của Cr(III), kể cả Cr ( H 2O ) 6 

3+

và Cr ( OH 2 ) 5 Cl 

trơ đối với sự thế, cho nên dựa trên sự tạo thành định lượng Cr ( OH 2 ) 5 Cl 

7

2+

2+

đều

có thể


cho rằng sự chuyển electron từ Cr(II) → Co(III) và sự chuyển ion clorua từ Co sang Cr
là những quá trình liên quan với nhau và quá trình này sẽ không xảy ra được nếu
không có quá trình kia, nghĩa là quá trình chuyển Cl − phải kèm theo sự khử đến phức
Co (II) do quá trình chuyển electron từ Cr (II) đến Co (III). Tốc độ chuyển Cl − là
chậm vì Co (II) liên kết với Cl − yếu hơn so với Co(III).
Để giải thích những vấn đề đó, người ta giả thiết phản ứng trên xay ra theo cơ
chế (b) có sự tạo thành sản phẩm trung gian với cầu nối clo như sau:
2+

II
III




Cr
OH
+
Co
NH
2)6
3 ) 5 Cl 
 (
 (






2+



II
III



→ ( H 2O ) 5 Cr Cl Co ( NH 3 ) 5 ( OH 2 ) 





4+

↑↓ Chuyển electron
III
II
2+
2


Cr ( OH 2 ) 5 Cl  + Co ( NH 3 ) 5 ( OH 2 )  ¬ 
 ( H 2O ) 5 Cr Cl Co ( NH 3 ) 5 ( OH 2 ) 




(b)

4+

↓ H 3O +
2+

Co ( OH 2 ) 6  + 5 NH 4+

Tốc độ của phản ứng (a) giảm xuống khi thay đổi X theo trật tự sau:
I − > Br − > Cl − > F − . Trật tự này là hợp lí, nếu thừa nhận rằng khả năng “dẫn”

electron từ Cr(II) đến Co(III) được xác định bởi độ phân cực của cầu nối X.
3. PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ THEO CƠ CHẾ CHUYỂN NGUYÊN TỬ
Phản ứng oxi hoá - khử theo cơ chế chuyển electron tuy rất quen thuộc nhưng
lại không phải là phổ biến. Có thể nói, đa số phản ứng oxi hoá - khử (trong đó có phản
ứng oxi hoá - khử của hàng chục triệu hợp chất hữu cơ) xảy ra theo cơ chế chuyển
nguyên tử.
Để làm thí dụ cho phản ứng oxi hoá - khử, trong đó sự thay đổi số oxi hoá của
các nguyên tố xảy ra do sự chuyển các nguyên tử từ tiểu phân này đến tiểu phân khác,
ta hãy xem xét một vài thí dụ sau:
Thí dụ 1: Phản ứng oxi hoá - khử với HOCl
NO2−( aq ) + HOCl( aq ) 
→ NO3−( aq ) + HCl( aq )

8

Thực nghiệm đã chứng tỏ rằng khi dùng NO2− không chứa oxi nặng, còn axit
hipoclorơ chứa nguyên tử oxi nặng, HCl 18O, thì sau phản ứng, ion nitrat thu được có
chứa oxi nặng. Điều đó cho phép viết cơ chế phản ứng như sau:
O
−
18
NO2 + H OCl 
→ 
N ... 18O − Cl
 O
H

−


O
 
→  N ... 18O − Cl


 O
H

−


O
 
→  N − 18O



O

−


 + HCl



NO2− + H 18OCl 
→ H + + NO218O − + Cl −
−
Ở sơ đồ phản ứng trên, thoạt đầu nguyên tử N tích điện dương ở NO2 lại gần

nguyên tử 18 O tích điện âm của H 18OCl tạo thành trạng thái chuyển tiếp thứ nhất, ở đó
liên kết giữa N và O đang được hình thành. Tiếp đến trạng thái chuyển tiếp thứ hai, ở
đó liên kết O với Cl đang bị yếu đi. Cuối cùng liên kết O – Cl bị phân cách, Cl − tách
ra cùng với H + .
Kết quả của phản ứng là nguyên tử

18

O của phân tử HOCl đã chuyển sang ion

NO2− là cho số oxi hoá của nitơ tăng lên 2 đơn vị và hình thành ion NO3− , còn só oxi

hoá của clo giảm xuống 2 đơn vị.
+3

+5

N 
→N

+1

−1

Cl 
→ Cl

;

Trong phản ứng này, HOCl đóng vai trò chất oxi hoá, còn ion NO2− đóng vai trò
+3
chất khử. Sự biến đổi ion NO2− thành ion NO3− được xem laàsự oxi hoá nguyên tử N

(là nguyên tử của nguyên tố tạo ra oxoanion), nghĩa là tương ứng với sự mất 2 electron
+3

của N . Nhưng như trên đã thấy, sự oxi hoá xảy ra không liên quan với sự mất electron
do electron chuyển từ chất khử đến chất oxi hoá mà chỉ là do kết quả của sự chuyển
nguyên tử oxi từ phân tử axit hipoclorơ đến ion nitrit.
Phản ứng oxi hoá sunfit bởi ClO − cũng xảy ra do chuyển nguyên tử oxi:
ClO − + SO32− 
→ Cl − + SO42−

Thế nhưng sự oxi hoá sunfit bằng HOCl lại xảy ra theo cơ chế hoàn toàn khác,
cơ chế chuyển nguyên tử Cl:

9


HOCl + SO32− 
→ HO − + ClSO3−
ClSO3− + H 2O 
→ SO42− + Cl − + 2 H +

Ion clorosunfat đã được xác nhận như là sản phẩm trung gian của phản ứng này.
Thí dụ 2:

Phản ứng oxi hoá - khử với các oxoanion như

NO2− , SO42− , OCl − , BrO3− .... Phần lớn các phản ứng này bao gồm sự chuyển một vài

nguyên tử oxi liên kết với các oxoanion từ nguyên tử này tới nguyên tử khác. Trong
oxoanion, các nguyên tử oxi liên kết với nguyên tử trung tâm rất mật thiết vì thế sự
chuyển trực tiếp kiểu dưới đây xảy ra rất chậm chạp:
NO2− + OCl − 
→ NO3− + Cl −
ClO3− + I − 
→ ClO2− + OI −

Những phản ứng chuyển như thế thường được xúc tác bởi axit. Khi một hoặc
hai proton tấn công vào nguyên tử oxi phối trí trong oxoanion, điện tích âm của ion
oxit bị mất từng phần và khi đó ion OH − hoặc phân tử nước dễ dàng tách ra khỏi
nguyên tử trung tâm của oxoanion. Hãy xem phản ứng của ion clorat với ion clorua,
−
bromua hoặc iođua ( X ) .

ClO3− + 6 X − + 6 H + → Cl − + 3 X 2 + 3H 2O

Tốc độ của phản ứng này tuân theo biểu thức sau:
v = k . CClO − .C X − .C H2 +
3

Do vậy cơ chế phản ứng hợp lí là như sau:
2H + + ClO3− ƒ




÷
+
H 2OClO2+  H − O − ClO2 ÷ (nhanh)

÷

÷
H



X − + H 2OClO2+ → XClO2 + H 2O

(chậm)

XClO2 + X − → X 2 + ClO2−

(nhanh)

−
Tiếp theo ClO2 sẽ bị khử đến Cl − bằng một chuỗi phản ứng nhanh.
−
Trong phản ứng của ClO3 với Cl − , nếu tiểu phân trung gian ClClO2 đạt tới
−
nồng độ cao bằng cách cho dung dịch đặc của ClO3 tác dụng với HCl đặc, thì lại xảy

ra một phản ứng khác, mà trong đó hai phân tử ClClO 2 tương tác với nhau tạo thành
clo và clođioxit:

10


O2ClCl + ClClO2 → 2ClO2 + Cl2
Cơ chế này phù hợp với thực nghiệm dùng đồng vị Cl. Khi ClO3− đánh dấu và
HCl không đánh dấu tương tác với nhau thì tất cả Cl đánh dấu đều ở sản phẩm ClO 2
chứ không ở Cl2.
Mặc dù bằng chứng về các tiểu phân ClXO 2, BrXO2 và IXO2 trong phản ứng
của XO3− với X − là hoàn toàn suy diễn, nhưng các hợp chất FClO 2, FBrO2 và FIO2 thì
đã được điều chế và cô lập được nhờ các phản ứng sau:
12KClO3 + 20BrF3 → 12KBrF4 + 4Br2 + 6O2 + 12FClO2
BrF5 + 2Br2 + 10O3 → 5FBrO2 + 10O2
HF
2I2O5 + 2F2 u
uur 4FIO2 + O2

Có thể cho là tiểu phân trung gian H 2OClO2+ trong phản ứng của ClO3− với X −
tách đi phần tử H2O trước khi phản ứng với X − , nhưng những dữ kiện động học lại

không phù hợp với điều đó.
Mặc dù không phải tất cả các quá trình oxi hoá - khử đã được nghiên cứu kĩ về
mặt cơ chế phản ứng, nhưng người ta cho rằng, sự tương tác giữa số electron tiêu tốn ở
các phản ứng điện hoá và sự thay đổi giá trị hình thức của số oxi hoá trong nhiều
trường hợp có thể được giải thích một cách dễ dàng bởi bản chất cộng hoá trị của các
liên kết trong các ion tham gia vào quá trình oxi hoá - khử và bởi phản ứng chuyển các
nguyên tử, chẳng hạn, chuyển các nguyên tử oxi.
Để minh hoạ ta xem xét quá trình oxi hoá ion clorat thành ion peclorat ở anot
theo phương trình:
ClO3− + 2OH − − 2e → ClO4− + H 2O

Theo phương trình cứ thu được 1 mol peclorat thì đã có 2 mol electron chuyển
+5

+7

đến anot và số oxi hoá của clo tăng lên 2 đơn vị từ Cl đến Cl .
Phản ứng oxi hoá ion manganat thành ion pemanganat ở anot cũng xảy ra tương
tự:
MnO42− − e 
→ MnO4−

11


Cứ thu được 1 mol pemanganat thì đã có 1 mol electron chuyển đến anot và số
+6

+7

oxi hoá của mangan tăng lên 1 đơn vị từ Mn → Mn .
Việc viết các phương trình phản ứng xảy ra trên điện cực như trên đã tạo ra một
+5
+7
+5
−
ấn tượng là để tăng số oxi hoá của clo từ Cl đến Cl cần loại khỏi Cl trong ion ClO3
+6

+7

+6

hai electron, còn để tăng số oxi hoá của mangan từ Mn đến Mn cần loại khỏi Mn
2−
(trong MnO4 ) một electron.

Đối với vô số các quá trình oxi hoá - khử tương tự khác xảy ra ở các điện cực
đều có thể phân tích như trên.
Nhưng khi chú ý đến đặc tính cộng hoá trị của các liên kết X – O (ở đây X là
−
2−
Cl, Mn...) trong các anion ClO3 , MnO4 và các ion tương tự thì cần phải nhất trí là
−
2−
−
−
trong các anion ClO3 , MnO4 , ClO4 , MnO4 v. v... sự mất các electron của các nguyên tử

Cl, Mn ... là không xảy ra bởi vì liên kết ở các oxoanion đó là liên kết cộng hoá trị

gồm cả liên kết δ và liên kết π tức là ở các tiểu phân đó có một hệ electron chung cho
tất cả các nguyên tử.
+5

+7

Nếu như sự thay đổi số oxi hoá của clo từ Cl đến Cl không phải do sự mất 2e
+5
của Cl trong ClO3− thì sự chuyển 2 electron từ dung dịch đến anot trong phản ứng oxi

hoá clorat thành peclorat ở anot:
ClO3− + 2OH − − 2e → ClO4− + H 2O

thực chất xảy ra như thế nào?
Như trên đã thấy, trong nhiều quá trình oxi hoá - khử, nếu tính đến sự chuyển
nguyên tử thường xảy ra hơn là sự chuyển electron thì hiển nhiên quá trình biến
ClO3− → ClO4− là do sự thâm nhập của nguyên tử oxi trung hoà vào cầu phối trí của
−
nguyen tử clo trong ion ClO3 . Quá trình này xảy ra sau sự chuyển electron từ oxi của

OH − (hoặc của H2O) đến anot giải phóng ra nguyên tử oxi trung hoà:
OH − − 2e → [ O ] + H +

12


Chính nguyên tử oxi này đã phối trí với nguyên tử clo trong ion ClO3− để tạo
thành ion ClO4− . Sự chuyển nguyên tử oxi từ ion OH − (hoặc từ nước) đến ion clorat đã
biến đổi ion clorat thành ion peclorat và làm tăng số oxi hoá của clo lên 2 đơn vị.
Người ta nhận thấy rằng: Đối với các phản ứng oxi hoá - khử oxoanion, tốc độ

phản ứng thay đổi mạnh theo số oxi hoá của nguyên tử trung tâm trong oxoanion: Số
oxi hoá của nguyên tử trung tâm càng thấp thì tốc độ phản ứng càng cao.
Thí dụ, tốc độ phản ứng tăng theo dãy các oxoanion của clo như sau:
+7

+5

+3

+1

Cl O4− < Cl O3− < Cl O2− < Cl O −

Tốc độ phản ứng tăng theo trật tự sau:
+7

+6

+5

4

Cl O4− < S O42− < H P O42− < H 2 Si O42−

Bán kính của nguyên tử trung tâm cũng gây ảnh hưởng quan trọng: Nguyên tử
trung tâm có bán kính càng lớn, tốc độ phản ứng càng cao.
Thí dụ, tốc độ phản ứng tăng dần theo dãy:
ClO3− < BrO3− < IO3−

Phản ứng của ion iođat là nhanh nhất và cân bằng được thiết lập nhanh đủ cho

việc chuẩn độ.
B. CÂN BẰNG PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ
I. CÁC PHƯƠNG PHÁP CÂN BẰNG PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ.
1. Nguyên tắc cân bằng phản ứng oxi hoá - khử (chung):
Tổng số số electron của chất khử mất đi bằng tổng số số electron của chất oxi
hoá thu vào, (hay tổng độ tăng S.O.H. của chất khử bằng tổng độ giảm S.O.H. của chất
oxi hoá).
a. Phương pháp electron:
a) Bốn bước tiến hành:
* Một: Tìm các nguyên tố có thay đổi S.O.H. từ đó xác định được Ck (có SOH
tăng) và Coh (có SOH) giảm.

13


* Hai: Thành lập các quá trình oxi hoá (quá trình nhường e) và quá trình khử
(quá trình thu e) rồi cân bằng các hệ số theo nguyên tắc chung.
* Ba: Cân bằng các nguyên tố không thay đổi S.O.H. (thường theo thứ tự:
- Kim loại; Oxi (vế thiếu thêm H2O);
- Gốc axit; Hidrô).
* Bốn: Hoàn thành phương trình ở dạng phân tử và kiểm tra lại.
b) Ví dụ:
Cân bằng ptpư điều chế clo từ axit HCl và kalipemanganat.
+7

−1

+2

0

* Bước 1: KMnO4 + H Cl → Mn Cl2 + Cl2 + KCl + H 2O
Ở đây: Mn +7 (trong KMnO4) là Coh (có SOH từ +7 xuống +2).
Cl − (trong HCl) là Ck (có SOH từ -1 lên 0).

* Bước 2:
+7

+2

2x

Mn + 5e = Mn

5x

2 Cl − 2e = Cl2

−

+7

+2

2 Mn + 10Cl − → 2 Mn + 5Cl2

* Bước 3: 2KMnO4 + 10HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + H2O
* Bước 4: Kiểm tra lại toàn bộ phương trình:
Ở phản ứng trên, ngoài Coh và Ck còn có những chất không trực tiếp tham gia
phản ứng oxi hoá - khử mà làm môi trường cho phản ứng.

Nhận thấy, bên vế phải của phương trình có 16 nguyên tử Cl, còn bên vế trái
mới có 10 nguyên tử, vậy phải thêm vào 6 phân tử HCl.
Nghĩa là có 16 phân tử HCl (trong đó 10 phân tử là chất khử, 6 phân tử làm môi
trường cho phản ứng).
Hoàn thành phương trình phản ứng này:
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
c) Lưu ý:

14


1. Khi viết các quá trình oxi hoá và quá trình khử của từng nguyên tố, cần theo
đúng chỉ số qui định của nguyên tố đó.
Ví dụ (1): KClO3 → KCl + O2.
−2

o

3x

2 O − 4e = 2 O = O2

2x

Cl + 6e = Cl

−2

+5

−1

+5

6 O + 2 Cl = 3O2 + 2Cl −

2KClO3 = 2KCl + 3O2
Vì chỉ số quy định của phân tử oxi bao giờ cũng là 2 (O 2) nên phải viết quá
trình oxi hoá như trên (không được viết O −2 − 2e = 0 ).
Đối với các phương trình phức tạp, việc lưu ý tới các chỉ số như trên lại càng
quan trọng.
Ví dụ (2):

+2 −1

+3

o

−2

+4 −2

Fe S 2 + O2 → Fe2 O3 + S O2

(Ck) (Coh)
+2

Ở đây, chất khử là Fe (có SOH tăng từ +2 lên +3) và S −1 (có SOH tăng từ -1
lên +4), chất oxi hoá là O2 (có SOH giảm từ 0 xuống -2).

Đối với phương trình này, ta sẽ cân bằng sai nếu không để ý tới chỉ số 2 của S
(trong FeS2) và chỉ số 2 của oxi (trong O2).
Nhận thấy rằng: cứ mỗi phân tử FeS 2 tham gia phản ứng thì có 1 nguyên tử Fe
và 2 nguyên tử S tham gia phản ứng.
Nhìn vế phải của phương trình, thấy ít nhất có 2 nguyên tử sắt tham gia phản
ứng.
Vậy phải có 4 nguyên tử lưu huỳnh tham gia phản ứng.
+2

2 Fe
−1

4S

+2

+3

− 2.1e = 2 Fe
+4

− 4.5e = 4 S
−1

+3

+4

2x

2 Fe + 4 S − 22e = 2 Fe + 4 S

11 x

O2 + 4e = 2 O

−2

15


Ta có:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

2. Khi cân bằng, nếu trong 1 phân tử có đồng thời 2 hay 3 nguyên tố là chất khử
thì phải viết đủ các quá trình oxi hoá rồi cộng lại. Nhớ lấy theo tỉ lệ các nguyên tử
trong phân tử.
Phần còn lại tiến hành như thường lệ.
Ví dụ: As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO
+3

+5

2 As − 4e = 2 As
−2

3S

+6

− 24e = 3 S

3x

As2 S3 − 28e

28 x

N + 3e

+5

+5

+5

+5

+6

= 2 As + 3 S
+2

= N
+6

+2

3 As2 S3 + 28 N = 6 As + 9 S + 28 N

3 As2 S3 + 28HNO3 + 4 H 2O = 6 H 3 AsO4 + 9 H 2 SO4 + 28 NO

b. Phương pháp cân bằng số oxi hoá
Phương pháp này dựa vào quy luật là trong phản ứng hoá học, nếu nguyên tố
này tăng số oxi hoá thì nguyên tố khác giảm số oxi hoá. Tổng đại số các độ biến thiên
số oxi hoá trong một phản ứng luôn bằng 0. Do đó tìm được hệ số cho chất oxi hoá và
chất khử (gọi là hệ số cơ bản). Tiếp theo cân bằng số nguyên tử ở hai vế sẽ tìm được
đầy đủ các hệ số.
0

0

+3 −2

Thí dụ, cân bằng phương trình phản ứng sau: Al + S 
→ Al2 S 3 .
Trong phản ứng này, độ biến thiên số oxi hoá của nhóm là 3 đơn vị:
+3

0

Al 
→ Al ( 3 − 0 = 3)

Còn độ biến thiên số oxi hoá của lưu huỳnh là 2 đơn vị:
0

−2

S 
→ S ( −2 − 0 = − 2 )

Bội số chung của độ biến thiên số oxi hoá là 2.3 = 6. Vậy ra tìm được hệ số cơ
bản như sau:

16


0

2 Al
3 0
S
0

+3


→ Al
−2


→S

+3

0

−2

2 Al + 3 S 
→ 2 Al + 3 S

Cuối cùng là điền hệ số tìm được vào phương trình phản ứng và cân bằng số
nguyên tử ở hai vế:
2 Al + 3S 
→ Al2 S3

Nếu dùng phương pháp thăng bằng electron để cân bằng phương trình phản ứng
trên ta làm theo sơ đồ sau:

→ Al 3+ + 3e
2 Al
−2
3 S + 2e 
→S
2 Al + 3 S 
→ 2 Al 3+ + 3 S 2−

Kết quả cũng giống như phương pháp thăng bằng số oxi hoá, tuy nhiên sơ đồ
trên ấn tượng là Al nhường 3e, còn S nhận 2e. Trong trường hợp này, ấn tượng đó là
phù hợp với cơ chế chuyển electron của phản ứng.
Bây giờ ta tiến hành cân bằng phương trình phản ứng oxi hoá - khử phức tạp
hơn:
+7

+2

+2

+3

K Mn O4 + 4 Fe SO4 + H 2 SO4 
→ Mn SO4 + Fe2 ( SO4 ) 3 + K 2 SO4 + H 2O

(a)

Trong phản ứng chỉ có mangan và sắt thay đổi số oxi hoá. Độ biến thiên số oxi
hoá của mangan là 5 đơn vị. Độ biến thiên số oxi hoá của sắt là 1 đơn vị. Bội số chung
cho độ biến thiên số oxi hoá của chúng là 5, do đó hệ số của KMnO 4 là 5 : 5 = 1, hệ số
của FeSO4 là 5 : 1 = 5:
+7

1 Mn
5 +2
Fe

+2


→ Mn
+3


→ Fe

Ở phản ứng trên ta thấy, mangan giảm số oxi hoá, còn sắt tăng số oxi hoá. Do
đó, KMnO4 là chất oxi hoá, cứ 1 mol nguyên tử Mn (VII) thay đổi số oxi hoá đòi hỏi 5
mol Fe (II), do đó viết được phương trình:

17


+7

+2

+2

+3

Mn + 5 Fe 
→ Mn + 5 Fe

Như vậy, các hệ số chính của phương trình (tức là các hệ số của chất oxi hoá và
chất khử) là 1 và 5. Nhưng cần phải chú ý rằng, Fe 2(SO4)3 chứa hai nguyên tử Fe (III),
vì vậy cần phải nhân đôi các hệ số cơ bản.
+7

+2

2 1 Mn 
→ Mn
+3
10 5 +2
Fe 
→ Fe
+7

+2

+2

+3

2 Mn + 10 Fe 
→ 2 Mn + 10 Fe

Điền hệ số tìm được vào phản ứng (a) ta được:
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + H2SO4 
→ 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
(b)
Tiếp theo, tìm các hệ số còn lại bằng cách cân bằng các nguyên tử của các
nguyên tố khác, ở đây là các nguyên tử K và S (chưa kể H và O):
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 
→ 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
(c)
Sau đó theo cân bằng các nguyên tử hiđro, ta xác định được số phân tử nước là
8:
+7

+2

+2

+3

2 K Mn O4 + 10 Fe SO4 8 H 2 SO4 
→ 2 Mn SO4 + 5 Fe 2 ( SO4 ) 3 + K 2 SO4 + 8 H 2O

(d)
Cuối cùng để kiểm tra các hệ số đã chọn, ta cân bằng số nguyên tử oxi.
Nếu dùng phương pháp thăng bằng electron ta phải viết:
2 1 Mn +7 + 5e 
→ Mn 2+
10 5 Fe 2+

→ Fe3+ + 1e
2 Mn 7 + + 10 Fe 2+ 
→ 2 Mn 2+ + 10 Fe3+

Viết như trên có thể gây ra ấn tượng là Mn 7+ mất đi 5e. Điều đó là không phù
−
hợp với cơ chế thực của phản ứng vì các oxoanion như MnO4 thường phản ứng theo

cơ chế chuyển nguyên tử O chứ không theo cơ chế chuyển electron (xem mục 8.1.3).

18


Ta xem xét một vài thí dụ mà trong phản ứng oxi hoá - khử, chất tham gia vào
phản ứng không chỉ đóng vai trò chất oxi hoá hoặc chất khử (thay đổi số oxi hoá) mà
còn kết hợp với sản phẩm của phản ứng (số oxi hoá của các nguyên tố không bị thay
đổi).
Thí dụ 1:
+5

0

+2

−3

4 Zn + H N O3 + 9 HNO3 
→ 4 Zn ( NO3 ) 2 + N H 4 NO3 + 3H 2O
+2

0

4 8 Zn 
→ Zn
−3
1 2 +5
N 
→ N
0

+5

+2

−3

4 Zn + N 
→ 4 Zn + N

Như vậy, trong 10 phân tử axit nitric, chỉ có một phân tử làm nhiệm vụ oxi hoá
kẽm, 9 phân tử còn lại kết hợp với các ion Zn 2+ và NH 4+ được tạo ra do kết quả của
phản ứng.

Thí dụ 2:
+4

−

+2

0

Mn O2 + 2 H Cl + 2 HCl 
→ Mn Cl 2 + Cl2 + 2H 2O
+4

+2

→ Mn
1 2 Mn 
−1
0
12
2 Cl 
→ Cl2
+4

−1

0

Mn + 2 Cl 
→ +2 Mn + Cl2

Trong phản ứng này, chỉ có hai phân tử axit clohiđric làm nhiệm vụ khử
mangan (IV) đioxit, còn hai phân tử khác đóng vai trò môi trường.
c. Phương pháp ion – electron:
Phương pháp này dựa trên việc lập những phương trình riêng của các quá trình
khử và quá trình oxi hoá, sau đó cộng chúng lại ta được phương trình phản ứng oxi
hoá- khử. Muốn vậy, cần lập sơ đồ ion của phản ứng theo quy tắc: viết các chất điện li
mạnh dưới dạng ion, viết các chất không điện li, điện li yếu, các chất khí hoặc chất kết
quả dưới dạng phân tử. Các ion không thay đổi trong quá trình phản ứng không được
đưa vào sơ đồ ion.

19


Cũng qua 4 bước như trên, nhưng ở bước 2 chất oxi hoá và chất khử viết dưới dạng
ion – electron.
Cách cân bằngg này áp dụng chủ yếu với các phản ứng trong dung dịch, có sự
tham gia của môi trường (có H2O hoặc dung dịch axit, hay dung dịch bazơ tham gia).
Muốn cân bằng theo cách này cần tuân theo nguyên tắc sau:
* Một - Nếu phản ứng có axit tham gia:
Vế nào thừa O phải thêm H+ để tạo H2O và ngược lại.
* Hai - Nếu phản ứng có bazơ tham gia:
Vế nào thừa O thì thêm H2O để tạo ra ion OH − và ngược lại.
* Ba - Nếu phản ứng có H2O tham gia:
Sản phẩm phản ứng tạo ra axit, theo nguyên tắc (Một).
Sản phẩm phản ứng tạo ra bazơ, theo nguyên tắc (Hai).
b) Ví dụ (1): Phản ứng có axit tham gia:
+7

+3

+2

+5

K Mn O4 + K N O2 + H 2 SO4 → Mn SO4 + K N O3 + K 2 SO4 + H 2O

+ Bước 1:

Coh
Ck

( +7 )

+2

( +3)

( +5 )

Mn O4− + 5e → Mn
N O2− − 2e → N O3

+ Bước 2:
2x
5x

( +7 )

+2

Mn O4− + 5e + 8 H + → Mn + 4 H 2O
( +3)

( +5)

N O2− − 2e + H 2O → N O3− + 2 H +

Đơn giản H2O và H+ ta có:
+2

2 MnO4− + 6 H + + 5 NO2− → 2 Mn + 3H 2O + 5 NO3−

+ Bước 3 và 4 (kiểm tra lại):
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5KNO2 = 2MnSO4 + 3H2O + 5KNO3 + K2SO4.
* Ví dụ (2): Phản ứng có kiềm tham gia:
NaCrO2 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O

20


+ Bước 1:

(Ck)

( +3)

( +6 )

Cr O2− − 3e → Cr O42−

−
(Coh) Br2 + 2.1e → 2 Br

+ Bước 2:
( +3)

( +6 )

2x

Cr O2− − 3e + 4OH − → Cr O42− + 2 H 2O

3x

2 Br + 2 x 1e → 2 Br −

2CrO2− + 3Br2 + 8OH − → 2CrO42− + 6 Br − + 4 H 2O

+ Bước 3:
2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O
+ Bước 4: Kiểm tra lại số nguyên tử từng nguyên tố.
* Ví dụ 3: Phản ứng có H2O tham gia:
KMnO4 + K2SO3 + H2O → MnO2 + K2SO4 + KOH
+ Bước 1:
+7

+4

+4

+6

K Mn O4 + K 2 S O3 + H 2O → Mn O2 + K 2 S O4 + KOH

(Ck)

( +4 )

( +6 )

( +7 )

+4

S O32− − 2e → S O42−

(Coh) Mn O4− + 3e → Mn
+ Bước 2:
+4

2x

MnO4− + 3e + 2 H 2O → Mn + 4OH −

3x

SO 2−3 − 2e + 2OH − → SO42− + H 2O

Giản ước H2O và OH- ta có:

2 MnO4− + 3SO32− + H 2O → 2 MnO2 + 2OH − + 3SO42−

+ Bước 3:
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 2KOH + 3K2SO4
+ Bước 4: Kiểm tra lại số nguyên tử của từng nguyên tố.

21


Việc cân bằng phương trình phản ứng oxi hoá - khử áp dụng phương pháp ion –
electron ưu việt là không cần phải biết chính xác số oxi hoá của các nguyên tố, phản
ánh đầy đủ hơn, rõ ràng hơn điều kiện xảy ra phản ứng oxi hoá - khử.
Tuy nhiên, phương pháp này bị hạn chế là chỉ áp dụng được cho các quá trình
oxi hoá - khử các ion.
d. Phương pháp đại số:
a) Nguyên tắc: Dựa trên sự bảo toàn số nguyên tử của các nguyên tố trong 1
phương trình hoá học.
b) Các bước tiến hành:
- Bước 1: Đặt hệ số của các chất trong phương trình phản ứng lần lượt là các
mẫu tự: a, b, c...
- Bước 2: Dựa vào nguyên tắc bảo toàn số nguyên tử của từng nguyên tố trước
và sau phản ứng thiết lập các phương trình toán học cho mỗi nguyên tố.
- Bước 3: Giải hệ phương trình vô định trên bằng cách cho 1 ẩn số 1 trị số bất kì
rồi suy ra các nghiệm còn lại. Chuyển nghiệm thành các số nguyên.
c) Ví dụ: Cân bằng phương trình phản ứng oxi hoá - khử sau theo phương pháp
đại số:
FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2
- Chọn a, b, c, d lần lượt là hệ số của các chất trong phương trình hoá học, ta có:
a FeS2 + b O2 → c Fe2O3 + d SO2
- Dựa vào nguyên tắc trên thiết lập phương trình toán học theo số nguyên tử của

từng nguyên tố:
(Fe) a = 2c; (S) 2a = d;

(O) 2b = 3c + 2d

- Giải hệ phương trình đó, bằng cách cho 1 ẩn số nào đó 1 trị số bất kì chẳng
hạn. Nhận thấy d = 2a = 4c.
Cho c = 1 ↔ a = 2; d = 4; b =

11
;
2

Chuyển nghiệm thành các số nguyên:
c = 2; a = 4; d = 8; b = 11.
Vậy: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.

22


PHƯƠNG PHÁP CÂN BẰNG PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ
TRONG HỢP CHẤT HỮU CƠ
a) Các bước tiến hành: Cũng qua 4 bước như cách cân bằng phản ứng oxi hoá
- khử trong chất vô cơ. Nhưng ở bước (1) khi tính số oxi hoá của C cần lưu ý theo
phương pháp sau:
- Phương pháp chung: Tính S.O.H.T.B. của C.
- Đặc biệt với những phản ứng chỉ có sự thay đổi nhóm định chức, có thể chỉ
tính S.O.H. của C nào có S.O.H. thay đổi.
b) Ví dụ:
* Ví dụ (1): CH3 – CH2 – OH + CuO → CH3 – CHO + Cu + H2O

- Cách (1): Tính S.O.H.T.B. của C:
−2

−1

C2 H 6O + CuO → C 2 H 4O + Cu + H 2O
2C −2 − 2e → 2C −1
Cu +2 + 2e → Cu o

- Cách (2): Nhận thấy phản ứng chỉ có sự thay đổi nhóm định chức, có thể chỉ
tính SOH của C trong nhóm định chức.
−1

+1

CH 3 − C H 2 − OH + CuO → CH 3 − C HO + Cu + H 2O
C −1 − 2e → 2C +1
Cu +2 + 2e → Cu o

Kết quả của 2 cách giống nhau.
* Ví dụ (2): C2H2 + KMnO4 + H2O → Axit axalic + MnO2 + KOH
- Cách (1): Tính S.O.H.T.B. của C:
−1

+7

+3

+4

C 2 H 2 + K Mn O4 + H 2O → H 2 C2 O4 + Mn O2 + KOH
−1

+3

3x

2 C − 2.4e → 2 C

8x

Mn + 3e → Mn

+7

+3

- Cách (2):

23


−1

−1

+7

+3

3x

2 C − 2.4e → 2 C

+3

+4

C H ≡ C H + K Mn O4 + H 2O → H − O − C − C − O − H + Mn O2 + KOH
P
P
O O

8x

−1

+3

Mn +7 + 3e → Mn +4

Kết quả của 2 cách giống nhau:
3C2H2 + 8KMnO4 + 4H2O → 3H2C2O4 + 8MnO2 + 8KOH
II. BÀI TẬP CÂN BẰNG PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
1. BÀI TẬP CÓ LỜI GIẢI
Bài 1: Viết đầy đủ và cân bằng phương trình phản ứng cho dưới dạng sau:
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 → MnSO4 + CO2 + ....
Viết phương trình phân tử và ion. Hãy chỉ rõ chất oxi hoá, chất khử, các cặp oxi
hoá - khử liên quan đến phản ứng, quá trình oxi hoá và quá trình khử.....
Lời giải:

Xác định cặp oxi hoá - khử: trong phản ứng trên số oxi hoá của Mn giảm và số
−
2+
oxi hoá của C tăng. Vậy có hai cặp oxi hoá - khử là: MnO4 Mn và CO2 H 2C2O4 .

Cân bằng phương trình phản ứng:
2
5

MnO4− + 8 H + + 5e ƒ Mn 2+ + 4 H 2O
H 2C2O4 ƒ 2CO2 + 2 H +

(1)
(2)

2 MnO4− + 5H 2C2O4 + 6 H + ƒ 2 Mn 2+ + 10CO2 + 8 H 2O

Phương trình phân tử:
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O
−
- MnO4 (hay KMnO4) là chất oxi hoá (hay chất bị khử), bị khử xuống Mn2+.

- H2C2O4 là chất khử (hay chất bị oxi hoá), bị oxi hoá lên CO2.
- Quá trình (1) là quá trình khử, trong đó chất oxi hoá MnO4− thu electron để
chuyển thành dạng khử liên hợp Mn2+.
- Quá trình (2) là quá trình oxi hoá, trong đó chất khử H 2C2O4 nhường electron
để chuyển thành dạng oxi hoá liên hợp CO2.

24

Bài 2: Xác định các cặp oxi hoá khử, và hoàn thành phương trình phản ứng theo sơ đồ
sau:
PbO2 ↓ + Mn 2+ → MnO4− + .....

Lời giải:
Trong phản ứng trên có sự thay đổi số oxi hoá của Mn: tăng từ +2 lên +7;
chứng tỏ đây là phản ứng oxi hoá -khử, trong đó Mn 2+ đóng vai trò là chất khử, hình
thành nên cặp oxi hoá - khử thứ nhất là MnO4− Mn 2+ .
Như vậy PbO2 sẽ đóng vai trò là chất oxi hoá (với số oxi hoá của Pb là +4), sẽ
bị khử về dạng có số oxi hoá thấp hơn là Pb 2+ (dạng khử liên hợp), hình thành nên cặp
oxi hoá - khử thứ hai là PbO2 Pb 2+ :
2
5

Mn 2+ + 4 H 2O ƒ MnO4− + 8H + + 5e Quá trình oxi hoá
Quá trình khử
PbO2 ↓ + 4 H + + 2e ƒ Pb 2+ + 2 H 2O

2 Mn 2+ + 5 PbO2 ↓ + 4 H + ƒ 2MnO4− + 5 Pb 2+ + 2 H 2O (phương trình ion)

Phương trình phân tử:
2Mn(NO3)2 + 5PbO2↓ + 6HNO3 → 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O.
Bài 3: Hoàn thành phương trình phản ứng cho dưới dạng sơ đồ sau:
Cu2 S ↓ + HNO3 → ... + NO2 + SO42− + ....

Viết phương trình ion và phương trình phân tử. Xác định chất oxi hoá, chất khử
và các cặp oxi hoá - khử.
Lời giải:
Đối với HNO3 ta có cặp oxi hoá - khử là NO3− NO2 .

Với vai trò là chất khử, trong phân tử của Cu 2S, cả hai ion Cu + và S 2− đều ở
trạng thái oxi hoá - khử thấp và đều có thể tăng lên trạng thái có số oxi hoá cao hơn là
2−
2−
Cu 2 + và SO4 và ta có cặp oxi hoá - khử thứ hai là Cu2+, SO4 Cu2S .

Như vậy thực chất cả Cu + và S 2− trong Cu2S đều là chất khử.
NO3− + 2 H + + 1e ƒ

NO2 + H 2O

25

(quá trình khử)