SKKN góp phần nâng cao hiệu quả giảng dạy phản ứng oxi hóa khử trong chương trình phổ thông

Phần 1

Mở đầu

Quanh ta, phản ứng ôxi hoá-khử diễn ra từng giờ, từng phút, từng
giây. Các hiện tợng hô hấp, trao đổi chất, sự cháy, sự lên men, thối rữa,
quang hợp,... quá trình ăn mòn kim loại, quá trình luyện kim, quá trình
chuyển hoá năng lợng trong pin Ganvani, trong đIửn phân... đều có mặt
phản ứng oxi hoá-khử.
Xảy ra khắp mọi nơi và có ý nghĩa to lớn trong đời sống cũng nh
trong khoa học kỷ thuật, cho nên quá trình phản ứng oxi hoá-khử cần
phải đợc hiểu thấu đáo và có hệ thống.
Trong chơng trình phổ thông khái niệm phản ứng oxi hoá-khử
đã đợc đề cập từ năm đầu tiên học môn hoá học và đợc vận dụng vào
việc nghiên cứu tính chất của các đơn chất, hợp chất nh: Kim loạI, phi
kim, oxit, axit, muối, hợp chất hữu cơ ...
Cùng với sự phát triển của khoa học kỷ thuật, việc tìm hiểu bản
chất của các ự vật, hiện tợng và sự biến đổi của chúng nói chung và
phản ứng oxi hoá-khử nói riêng ngày càng có ý nghĩa quan trọng vì vậy
đề tài phản ứng oxi hoá-khử trong chơng trình phổ thông luôn đợc các
nhà s phạm đề cập đến: kiểm tra miệng, 15 phút, 1 tiết, học kỳ; thi tốt
nghiệp, thi đại học, thi học sinh giỏi cấp tỉnh cấp quốc gia...
Tuy nhiên, với nội dung và chơng trình sách giáo khoa hiện nay
thì việc tìm hiểu thấu đáo và có hệ thống một khái niệm khó nh khái
niệm phản ứng oxi hoá-khử không phải là việc dễ dàng. Do đó việc cải
tiến phơng pháp giảng dạy, nâng cao hiệu quả trong mỗi giờ dạy, bài
học nhằm giúp cho học sinh hình thành khián niệm về phản ứng oxi
hoá-khử một cách rõ ràng, lôgic và có hệ thống, khơi gợi cho học sinh
lòng yêu thích bộ môn hoá học, khả năng t duy sáng tạo, tích cực tìm
hiểu thế giới xung quanh là một việc làm hết sức bức thiết của mỗi
giáo viên dạy bộ môn hoá học hiên nay.

Với lý do đó tôi đã chọn đề tài Góp phần nâng cao hiệu quả
giảng dạy: phản ứng oxi hoá-khử trong chơng trình phổ thông
Đề tài này đã đợc thể nghiệm ở học sinh trờng THPT Năng
Khiếu Tỉnh Quảng Bình ở các lớp chuyên hoá và không chuyên hoá, ở
các đội tuyển thi học sinh cấp tỉnh và cấp quốc gia và đã thu đợc những
kết quả tốt đẹp
Tuy nhiên với thời gian và khả năng còn hạn chế chắc chắn
đề tài không thể tránh khỏi những khiếm khuyết. Mong muốn của tôi là
đóng góp đợc một chút t liệu trong việc giảng dạy hoá học nói chung và
phần phản ứng oxi hoá-khử nói riêng. Rất mong đợc các các đồng chí
và bạn đồng nghiệp giúp đỡ, góp ý để việc áp dụng đề tài này ngày
càng có hiệu quả thiết thực hơn

Phần 2
A/Số oxi hoá

Nội dung
Phản ứng Oxi Hoá - Khử

1/Khái niệm
Để thuận lợi cho việc thành lập phản ứng oxi hoá-khử ngời ta
dùng khái niệm số oxi hoá (mức oxi hoá)


Số oxi hoá là hoá trị khái niệm, nếu giả định rằng mọi liên kết
trong phân tử đều là liên kết ion
Quy ớc:
-Số oxi hoá của đơn chất bằng 0
Ví dụ: Zn0, Fe0, Cl20, N20 ...
-Tổng số oxi hoá trong một chất bằng 0

-Số oxi hoá của
oxi thờng là -2
Hiđro thờng là +1
2/ví dụ
Ví dụ 1: Xác định số oxi hoá của S trong Fe2+S2x
2x + (+2) = 0 => x = -1
Ví dụ 2: Xác định số oxi hoá của Clo trong HClO4
(+1) + x + 4(-2) = 0 => x = +7
Ví dụ 3: Xác định số oxi hoá của Clo trong CaOCl2
Ca

Cl-1

O
Cl+1
3/Bài tập áp dụng
Bài 1: Xác định số oxi hoá của Clo trong: Cl 2, HCl, FeCl3, HclO, Cl2O,
Cl2O7, KclO3
Bài 2: Xác định số oxi hoá của Nitơ trong các phan tử: NH 3, NO, NO2,
N2O, NH4NO3, HNO3
Bài 3: Viết công thức phân tử của những chất trong đó S lần lợt có số
oxi hoá: -2, -1, 0, +2, +4, +6
B/Phản ứng Oxi Hoá - Khử

I/Sự oxi hoá-khử
Sự oxi hoá

Sự Khử

Chất oxi hoá

Chất khử

Quan niệm cũ
Quan niệm hiện nay
Sự kết hợp oxi vào một Quá
trình
nhờng
chất
electron của nguyên tố
trong một chất(Làm
tăng số oxi hoá của
nguyên tố)
Sự lấy oxi của một chất Quá trình nhận electron
của nguyên tố trong một
chất (Làm giảm số oxi
hoá của nguyên tố)
Chất cung cấp oxi
Chất có nguyên tố nhận
electron, nguyên tố
giảm số oxi hoá
Chất kết hợp với oxi
Chất có nguyên tố nhờng electron, nguyên tố
tăng số oxi hoá


II/Phản ứng oxi hoá -khử
Phản ứng oxi hoá khử là phản ứng trong đó có sự biến đổi số oxi
hoá của các nguyên tố (thờng kèm theo sự dịch chuyển electron từ
nguyen tố này sang nguyên tố khác)
III/Chất oxi hoá, chất khử

-Chất mất electron là chất khử, Chất nhận electron là chất oxi hoá
1/ Đơn chất có thể là chất oxi hoá, có thể là chất khử
a/ Chất oxi hoá có thể là đơn chất, mà nguyên tử trung hoà của nó nhận
electron thành ion tích điện âm, có cấu trúc electron của khí trơ gần
nhất. Các nguyên tử trung hoà của những nguyên tố có ngoài cùng 7
(s2p5); 6(s2p4); 5(s2p3); 4(s2p2) electron. Chất oxi hoá mạnh nhất là các
Halogen và oxi ở dạng nguyên tử.
Trong các phân nhóm chính IV, V, Vi và VIi tính oxi hoá giảm
theo sự tăng bán kính nguyên tử.
b/ Chất khử điển hình là những nguyên tử có số electron ở lớp ngoài
cùng chứa từ một đến ba electron. Trong các chất khử này là kim loại,
nghĩa là các nguyên tố s, p, d và f.
Chất khử mạnh là những nguyên tử có thế ion hoá bé, trong đó
gồm các nguyên tử của những nguyên tố ở hai phân nhóm chính kim
loại kiềm và kim loại kièem thổ. Trong các phân nhóm chính của hệ
thống tuần hoàn, khả năng khử của các kim loại tăng theo sự tăng của
bán kính nguyên tử. Chẳng hạn nh trong phân nhóm chính nhóm i của
hệ thống tuần hoàn các nguyên tố của Đ.I. Mendeleep, chất khử yếu là
Li, chất khử mạnh là Fr.
Các phi kim cũng thể hiện tính khử nh Hidro, cacbon (thuộc về
các nguyên tố s và p)
Tóm tắt trong bảng sau:
Chu kì
2
3
4
5
6

Nhóm IA

IIA

IIIA

IVA

Tính oxi hoá tăng
(Tính phi kim tăng)
Tính khử tăng
Khử mạnh

VA

VIA

VIIA

oxi hoá mạnh
Tính oxi hoá tăng

Tính khử tăng
(Tính kim loại tăng)

2/ Các oxit axit và các muối của chúng có thể là chất oxi hoá, có thể là
chất khử.
a/ Chất oxi hoá là các oxit axit có số oxi hoá cao nhất và các muối của
chúng. Trong thành phần của chất oxi hoá thờng có các nguyên tử của
nguyên tố ở mức oxi hoá cao.
+7

+6
+5
+5
+5
Ví dụ: KMnO4, K2CrO7, H2SO4, HclO3, HBrO3


Axit Nitơric (khi tác dụng với t cách là chất oxi hoá) phụ thuộc vào
nồng độ và đọ hoạt động cuả chất khử có thể cho: NO 2, NO, N2O, N2,
NH4NO3.
Các hợp chất Halogen chứa oxi có thể biễu diễn tính oxi hoá nh sau:
Tăng tính oxi hoá
+1
HClO
Axit Hipocloro
HBrO
HIO

+3
+5
HClO2
HClO3
Cloro
Cloric
HBrO3
HIO3, HIO4, H5IO6

+7
HClO4
Pecloric

Tăng tính axit
Trong dãy HClO-HbrO-HIO tính oxi hoá và độ bền giảm dần
b/ Chất khử là các oxit axit có số oxi hoá thấp và các muối của chúng.
Các phân tử của các chất khử này chứa một hoặc một số nguyên tử của
nguyên tố ở một trong số các trạng thái oxi hoá thấp của nó . Khi tơng
tác với các chất oxi hoá các nguyên tử này nhờng electron, tạo thành
các hợp chất ứng với trạng thái số oxi hoá dơng cực đại) của nguyên tố
này.
Ví dụ:
+4

0

+6

-1

H2SO3 + Br2 + H2O H2SO4 + 2HBr
3/ Ion kim loại tích điện dơng có thể là chất ôxi hoá, có thể là chất khử
a/ Chất ôxi hoá là các ion kim loại có tích điện dơng ở số oxi hoá cao
nhất
Các ion kim loại tích điện dơng đều thể hiện ở mức độ nào đấy
tính oxi hoá. Trong số chúng, chất oxi hoá mạnh hơn là các ion tích
điện dơng ở số oxi hoá cao.
Ví dụ Fe3+, Cu2+, Hg2+,....
Cần lu ý rằng kim loại, khi đóng vai trò chất khử, càng hoạt động
mạnh thì ở trạng thái ion đóng vai trò oxi hoá càng yếu. Ngợc lại, kim
loại càng kém hoạt động khi ở trạng thái ion nó là chất oxi hoá càng
mạnh.

b/ Chất khử là các ion dơng kim loại có số oxi hoá thấp, nếu chúng còn
có thể có những trạng thái với số oxi hoá cao hơn
Ví dụ:
Fe2+ - 1e -> Fe3+
Cu+ - 1e -> Cu2+
Cr2+ - 1e -> Cr3+
4/ Chất khử là các ion nguyên tố tích điện âm
Các phi kim nếu là chất oxi hoá yếu khi ở trạng thái ion âm nó là
chất khử mạnh.
Khả năng khử của các ion tích điện âm có điện tích nh nhau tăng
lên theo sự tăng của bán kính nguyên tử.
Ví dụ: Trong nhóm Halogen ion I- có khả năng khử lớn hơn so với ion
Br- và Cl- còn F- thì thể hiện tính khử rất yếu.
Ngoài ra tính khử của một số ion nguyên tố tích điện âm còn phụ
thuộc vào đặc tính của môi trờng.


Ví dụ: 2Cl- - 2e -> Cl2
Nhng trong môi trờng OH- tạo ra hợp chất chứa oxi
Cl- + 6OH- -6e -> ClO3 + 3H2O
Tính khử rõ rệt của H2S thể hiện chủ yếu trong các môi trờng
axit, trung tính
H2S - 2e -> S + 2H+
H2S + 4H2O 8e -> SO42- +10H+
5/ Trờng hợp một chất vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử
Khi một nguyên tố có trong hợp chất hoặc đơn chất có số oxi hoá
trung gian thì có cả hai tính chất vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử.
Ví dụ:
+3

+5

+5

-1

3KNO2 + HClO3 3KNO3 + HCl
(chất khử)
+3

-1

0

+2

2KNO2 + 2Ki + 2H2SO4 I2 + 2NO + 2K2SO4 + 2H2O

(chất oxi hoá)

6/ Trong một số chất, Chất oxi hoá và chất khử trong nội phân tử
+1 +5 -2
-1
0
Ví dụ:
K Cl O3 -> KCl + O2
7/ Trong một số chất, chất oxi hoá và chất khử còn phụ thuộc vào môi
trờng tiến hành phản ứng
Môi trờng H+
Mn2+ (màu hồng nhạt)

+7

KMnO4
(Màu tím)

Môi trờng trung tính
Môi trờng OH-

MnO2 (Màu nâu đen)
K2MnO4 (Màu xanh lục)

C/ các phơng pháp cân bằng phơng trình phản ứng
oxi hoá khử

Có nhiều phơng pháp viết phơng trình của phản ứng oxi hoá khử,
tất cả đều dựa vào nguyên lý bảo toàn khối lợng và bảo toàn điện tích.
I/Phơng pháp đại số
Phơng pháp này áp dụng cho tất cả các loại phản ứng hoá học
1/Nguyên tắc:
-Dựa vào số nguyên tử của mỗi nguyên tố ở hai vế phải bằng
nhau.
-Đặt ẩn số là các hệ số hợp thức. Dùng định luật bảo toàn khối lợng để cân bằng nguyên tố và lập phơng trình đại số.
-Chọn nghiệm tuỳ ý cho một ẩn, rồi dùng hệ phơng trình đại số
để suy ra các ẩn số còn lại.
Ví dụ:
aFeS2 + bO2 cFe2O3 + dSO2
Ta có:
Fe: a=2c
S:
2a=d

O:
2d=3c+2d
Chọn c=1 thì a=2, d=4, b=11/2, sau đó nhân ca hai vế với 2 ta có
phơng trình:
4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2


2/Bản chất của phơng pháp đại số
Phơng pháp này không cho thấy bản chất của phản ứng oxi hoá
khử, không thể xác định đợc chất oxi hoá, chất khử trong một số trờng
hợp không xác định đợc các hệ số.
Ngoài phơng pháp đại số còn có hai phơng pháp phổ biến:
+Phơng pháp cân bằng electron
+Phơng pháp ion electron
Không nên cho rằng phơng pháp nào u việt hơn phơng pháp nào.
Khi viết phơng trình phản ứng oxi hoá khử diễn ra rong dung dịch nớc ,
do phản ứng giữa chất oxi hoá chất khử điện li cũng là các ion thì cũng
có thể dùng phơng pháp ion electron. Trong khi đó phơng pháp cân
bằng electron có tính khái quát và dùng đợc cho mọi trờng hợp.
II/Phơng pháp cân bằng electron
Phơng pháp này dựa vào sự bảo toàn electron nghĩa là tổng số
electron của chất khử cho phải bằng tổng số electron mà chất oxi hoá
nhận. Cân bằng theo 5 bớc:
Các b- Cách tiến hành
ớc
1
Viết sơ đồ phản ứng với các chất tham gia xác định nguyên tố có số
oxi hoá thay đổi.
2
Viết các phơng trình:

Khử (Cho electron)
Oxi hoá (Nhận electron)
3
Cân bằng electron: Nhân hệ số để:
Tổng số electron cho=tổng số electron nhận
4
Cân bằng nguyên tố: Nói chung theo thứ tự:
1:Kim loại (ion dơng)
2:Gốc axits (ion âm)
3:Môi trờng (axit, bazơ)
4:Nớc (Cân bằng nớc là để cân bằng hiđro)
5
Kiểm soát số nguyên tử oxi ở hai vế (phải bằng nhau)
Ví dụ:
0

+5

+2

+2

Cu + HNO3 (loãng) Cu(NO3)2 + NO + H2O
0

3x

Cu

+5

+2

-2e Cu

+2

2 x N +3e N
3Cu + 2HNO3 (loãng) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O
III/Phơng pháp cân bằng ion-electron
Phơng pháp này không đòi hỏi phải biết chính xác số oxi hoá của
nguyên tố, nhng chỉ áp dụng đợc cho trờng hợp các phản ứng oxi hoá
khử xảy ra trong dung dịch, ở đó phần lớn các chất oxi hoá và chất khử
tồn tại ở dạng ion.
Cân bằng theo 5 bớc


Các b- Cách tiến hành
ớc
1
Tách ion, xác định các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi và viết các
nửa phản ứng oxi hoá và khử
2
Cân bằng phơng trình các nửa phản ứng:
+Cân bằng số nguyên tử của mỗi nguyên tố ở hai vế của nửa phản
ứng.
-Thêm H+ hay OH-Thêm H2O để cân bằng số nguyên tử Hiđro
-Kiểm soát số nguyên tử oxi ở hai vế phải bằng nhau
+Cân bằng điện tích: Thêm electron vào mỗi nửa phản ứng để cân
bằng điện tích

3
Cân bằng electron: Nhân hệ số để:
Tổng số electron cho=tổng số electron nhận
4
Cộng các nửa phản ứng ta có phơng trình ion thu gọn
5
Để chuyển phơng trình dạng ion thu gọn thành phơng trình ion đầy
đủ và phkơng trình phân tử cânf cộng vào hai vế những lợng nh nhau
các cation hoặc anion để bù trừ điện tích.
Ví dụ:
Al + HNO3 Al(NO3)3 + N2O + H2O
8 x Al - 3e
Al3+
3 x 2NO3- + 10H+ + 8e N2O + 5H2O
8Al + 30HNO3 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O
Trong các phản ứng oxi hoá khử, thờng có sự tham gia của môi
trờng, tuỳ thuộc vào môi trờng, khả năng phản ứng của một chất có thể
thay đổi.
a/Phản ứng có axit tham gia
Vế nào thừa oxi thì thêm H+ để tạo ra H2O
Ví dụ:
KMnO4 + KNO2 + H2SO4 --> MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O
Phản ứng oxi hoá
NO2- ----> NO3Phản ứng khử:
MnO4 ----> Mn2+
2x
5x

MnO4 + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O
NO2- - 2e + H2O = NO3- + 2H+

2MnO4- +5NO2- +16H+ + 5H2O =2Mn2+ + 8H2O + 5NO3+10H+
Giản ớc H+ và H2O ở hai vế ta có:
2MnO4- +5NO2- +6H+ =2Mn2+ + 3H2O + 5NO32KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O
b/Phản ứng có kiềm tham gia
Vế nào thừa oxi thì thêm H 2O tạo ra OH- hay vế nào thiếu oxi
thì thêm OH- tạo ra H2O
Ví dụ:
NaCrO2 + Br2 + NaOH ---> Na2CrO4 + NaBr + H2O
Phản ứng khử:
2Br + 2e ---> 2Br-


Phản ứng oxi hoá CrO2- - 3e ---> CrO422 x CrO2- - 3e +4OH- = CrO42- + 2H2O
3 x 2Br + 2e ---> 2Br2CrO2- 8OH- +3Br2 = 2CrO42- + 6Br- + 4H2O
2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O
c/Phản ứng có nớc tham gia
Nếu sản phẩm sau phản ứng có axit tạo thành, ta cân bằng theo
phản ứng có axit tham gia, nếu sản phẩm sau phản ứng có kiềm tạo
thành ta cân bằng theo phản ứng có kiềm tham gia.
Ví dụ:
KMnO4 + K2SO3 + H2O --> MnO2 + KOH + K2SO4
Phản ứng khử:
MnO4- +3e ---> Mn2+
Phản ứng oxi hoá
SO32- -2e ---> SO422x
3x

MnO4- +3e +2H2O = MnO2 + 4OHSO32- -2e + 2OH- ---> SO42- + 2H2O

2MnO4- + 4H2O + 3SO32- + 6OH- = 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- +
3H2O
Giản ớc OH- và H2O tao có:
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 2KOH + 3K2SO4
IV/Bài tập áp dụng
1/Bài 1: Cân bằng phản ứng oxi hoá-khử sau bằng phơng pháp cân bằng
electron.
a/ MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O
b/ K2S + K2Cr2O7 + H2SO4 S + K2SO4 + Cr2 (SO4)3 + H2O
c/ C2H2 + KMnO4 + H2O axit ôxalic + MnO2 + KOH
2/Bài 2: cân bằng các phản ứng oxi hoá-khử sau theo phơng pháp cân
bằng ion-electron
a/ KmnO4 + axit oxalic +H2SO4

CO2 + MnSO4 + K2SO4 +

H2O
b/ NO2 + KOH

KNO3 + KNO2 + H2O

c/ KMnO4 + KNO2 + H2O KNO3 + MnO2 + KOH
D/Điều kiện để phản ứng oxi hoá-khử xảy ra

Để biết một phản ứng ôxi hoá-khử có thực hiện đợc hay không
học sinh cần nhớ dãy điện hoá của một số kim loại thông dụng
Tính khử của kim loại giảm dần


Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb Fe H Cu Fe2+ Hg Ag Hg Pt Au

Li+K+Ba2+Ca2+Na+Mg2+Al3+Mn2+Zn2+Cr3+Fe2+Ni2+Sn2+Pb2+Fe2+H+Cu2+Fe3+Hg+Ag+Hg2+Pt2+Au3+

Tính oxi hoá của ion kim loại tăng dần

I/So sánh tính chất những cặp oxi hoá-khử liên hợp
Để so sánh tính chất oxi hoá-khử của các chất ta phải dựa vào
dẫy điện hoá của kim loại
Ví dụ: Cặp oxi hoá-khử Fe2+/Fe và Cu2+/Cu
Ta có phơng trình:
Fe + Cu2+ ---> Cu + Fe2+
Nh vậy
Fe có tính khử mạnh hơn Cu,
Cu2+ có tính oxi hoá mạnh hơn Fe2+
II/Điều kiện để phản ứng oxi hoá khử xảy ra
Để biết một số phản ứng oxi hoá-khử có thể xảy ra đợc hay không phải
dựa vào sự tạo thành chất oxi hoá và chất khử. Nếu phản ứng tạo Thành
chất oxi hoá và chất khử yếu hơn thì phản ứng oxi hoá-khử xảy ra.
Vì vậy phản ứng phản ứng oxi hoá-khử xảy ra theo chiều:
OXmạnh + Khmạnh OXyếu + Khyếu
Ví dụ: Ta có cặp oxi hoá khử Mg 2+/Mg và Fe2+/Fe. Phản ứng xảy ra
theo chiều:
Mg + Fe2+ Mg2+ + Fe
Phản ứng xảy ra đợc vì Mg là chất khử mạnh, tạo ra Fe có tính khử yếu
hơn nó. Fe2+ là chất oxi hoá mạnh tạo ra Mg 2+ có tính oxi hoá yếu hơn
nó
IIi Một số bài tập áp dụng
1/Bài 1: hãy so sánh tính chất các cặp oxi hoá khử sau:
a/ Ni2+/Ni và Fe2+/Fe
b/ Sn2+/Sn và Cu2+/Cu
Dẫn ra các phản ứng hoá học để minh hoạ

2/Bài 2: Cho dãy điện hoá:
K Ca Na Mg ... Cu Ag Hg
K+Ca2+Na+Mg2+ ...Cu2+Ag+Hg2+
a/ Có hiện tợng gì xảy ra khi cho Ca vào dung dịch NaOH và dung dịch
MgCl2
b/ Có phản ứng gì xảy ra khi cho a (mol) Zn vào dung dịch có chứa b
(mol) AgNO3 và c (mol) Hg(NO3)2
3/ Bài 3: Ngâm một lá kẽm vào đung dịch muối sau. Hãy cho biết muối
nào có phản ứng:
NiSO4, NaCl, MgSO4, CuSO4, AlCl3, CaCl2, Pb(NO3)2
Giải thích và viết phơng trình phản ứng
4/ Bài 4 Cho các cặp oxi hoá khử sau:
Fe2+/Fe, Cu2+/Cu, Fe3+/Fe2+.
Dựa vào dãy đIửn hoá cho biết


a/ Fe có khả năng tan đợc trong dung dịch FeCl3 và trong dung dịch
CuCl2 hay không?
b/ Cu có khả năng tan trong dung dịch FeCl 3 và dung dịch FeCl2 hay
không?
5/ Bài 5: Có 5 dung dịch, mỗi dung dịch có chứa một ion sau:
Zn2+, Cu2+, Fe2+, Mg2+, Pb2+ và 5 kim loại Zn, Cu, Mg, Fe và
Pb.
Hãy:
-Cho biết những kim loại tác dụng với dung dịch nào.
-Sắp xếp khả năng khử và khả năng oxi hoá tăng dần

Phần 3

Kết luận

Trong phạm vi đề tài này, tôi đã nghiên cứu, tìm hiểu và rút ra đợc một số kinh nghiệm nhằm nâng cao hiệu quả giảng dạy phần phản
ứng oxi hoá-khử, gồm:
-Số oxi hoá
-phản ứng oxi hoá-khử
+Định nghĩa phản ứng oxi hoá-khử
+Chất oxi hoá-khử
+Quá trình oxi hoá-khử


-Các phơng pháp cân bằng phản ứng oxi hoá-khử
+Phơng pháp cân bằng đại số
+Phơng pháp cân bằng e
+Phơng pháp cân bằng ion-e
-Điều kiện để phản ứng oxi hoá-khử xảy ra
Trong mỗi phần đều có ví dụ minh họa và một số bài tập áp dụng
tự giảI
Đề tài này đã đợc thể nghiệm ở học sinh trờng THPT Năng
Khiếu Tỉnh Quảng Bình ở các lớp chuyên hoá và không chuyên hoá, ở
các đội tuyển thi học sinh cấp tỉnh và cấp quốc gia. Qua nhiều năm
giảng dạy tôi nhận thấy: Nếu giáo viên bộ môn hoá học biết cải tiến phơng pháp giảng dạy nhằm nâng cao hiệu quả giờ dạy, tạo cho học sinh
lòng say mê, hứng thú học tập bộ môn hoá học, thì với nội dung-chơng
trình hạn chế của sách giáo khoa phổ thông hiện nay, học sinh vẫn có
thể hiểu đợc các khái niệm khó nh khái niệm phản ứng oxi hoá-khử một
cách thấu đáo và có hệ thống. Kết quả học tập bộ môn hoá học của học
sinh trờng THPT Năng Khiếu Quảng Bình trong những năm qua đã
chứng minh điều đó.
Mong rằng đề tài này sẽ góp phần nhỏ bé trong việc nâng cao
hiệu quả giảng dạy bộ môn hoá học nói chung và phần phản ứng oxi
hoá-khử nói riêng trong chơng trình phổ thông.

Mục lục

Trang
Phần 1 Mở đầu
1
Phần 2 Nội dung: Phản ứng oxi hoá-khử
2
A/ Số oxi hoá
2
B/Phản ứng oxi hoá-khử
3
I/Sự oxi hoá khử
3
II/phản ứng oxi hoá-khử
3
III/Chất oxi hoá-khử
3
C/Các phơng pháp cân bằng phơng trình
6
phản ứng oxi hoá-khử
I/Phơng pháp đại số
6
II/Phơng pháp cân bằng e
7
III/Phơng pháp cân bằng ion-e
8
IV/Bài tập áp dụng
10
D/Điều kiện để phản ứng oxi hoá-khử xảy ra

10
I/So sánh tính chất những cặp oxi hoá-khử liên hợp 10
II/Điều kiện để phản ứng oxi hoá-khử xảy ra
11
III/ Bài tập áp dụng
11


Phần 3 Kết luận

13

Tài liệu tham khảo
1/Sách giáo khoa lớp 8, 9, 10, 11, 12 - NXB GD
2/Sách giáo khoa chuyên hoá 10, 11 - NXB GD
3/Giải toán hoá học 10, 11, 12 -Trờng chuyên Lê Hồng Phong-TPHCM
4/Hoá vô cơ -Hoàng Ngọc Cang-Hoàng Nhâm-NXB Đại học và THCN
5/Hoá phân tích -Nguyễn Tinh Dung - NXB GD
6/Hoá cơ sở-Đặng Trần Phách- - NXB GD
và các tài liệu khác