CÁC PHƯƠNG PHÁP cân BẰNG hóa học

Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử

PHẦN A : PHẦN MỞ ĐẦU
I. Lý do chọn chủ đề :
Trong giảng dạy và học tập môn hóa học, việc viết đúng và cân bằng phương trình
phản ứng đóng vai trò rất quan trọng. Bởi vì chỉ viết và cân bằng đúng thì việc tính
toán mới chính xác và tiết kiệm thời gian.
Nhưng để hiểu, nhớ và vận dụng bài một cách tốt nhất và hiệu quả nhất thì không
phải là một điều đơn giản.
Thực tế cho thấy, cách tốt nhất để các em có thể hiểu và vận dụng kiến thức đã học
là giải bài tập. Nhưng cũng có một vấn đề đặt ra là quá nhiều bài tập nên các em
không thể nào giải hết được. Các em chỉ làm được những bài quen thuộc và khá
lúng túng khi gặp những bài tập mới mặc dù không khó, nguyên nhân là do các em
không nhìn ra được dạng toán, chưa có cái nhìn hệ thống và phương pháp giải cho
các dạng bài tập này.
Nếu chúng ta có thể hệ thống hóa lý thuyết và đưa ra các phương pháp giải cho
từng dạng bài tập thì học sinh dễ dàng tiếp thu bài, hiểu rõ bài hơn và đặc biệt, có
khã năng vận dụng kiến thức đã học để giải các bài tập liên quan.
Từ những thực tế đó, tôi quyết định chọn chủ đề : “Các phương pháp cân

bằng phản ứng oxi hóa khử”
Tuy là một phần nhỏ trong một thế giới rộng lớn của các bài tập hóa học nói chung
nhưng tôi nghĩ nó cũng sẽ đáp ứng được phần nào yêu cầu về các dạng bài tập trong
chương trình hóa học THPT

II. Mục đích của chủ đề :
Nhằm giúp học sinh có cái nhìn hệ thống về lý thuyết và bài tập Hóa học trong
dạng toán cân bằng phản ứng oxi hóa khử trong chương trình Hóa học phổ thông, từ
đó không những giúp các em có thể giải tốt các bài tập dạng này mà còn tạo điều
kiện nâng cao hiệu quả giảng dạy ở trường phổ thông.

III. Nhiệm vụ của chủ đề :
− Nghiên cứu cơ sở lý luận về bài tập Hóa học.
1


Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử

− Tóm tắt lý thuyết, phân loại và các phương pháp để cân bằng phản ứng oxi hóa khử

IV. Khách thể và đối tượng nghiên cứu :
− Khách thể nghiên cứu: Quá trình dạy và học Hóa học ở trường trung học phổ
thông
− Đối tượng nghiên cứu: Bài tập cân bằng phản ứng oxi hóa khử

V. Phạm vi nghiên cứu :
Chương trình Hóa học trung học phổ thông: Chương trình hóa hữu cơ lớp 10

VII. Giả thuyết khoa học :
Nếu hiểu rõ lý thuyết, nắm vững phương pháp giải bài tập để cân bằng phản ứng
oxi hóa khử trong chương trình Hóa học THPT sẽ giúp giáo viên và học sinh hệ
thống hóa và và hiểu sâu sắc dạng bài tập này, là bước khởi dầu vững cho việc
dạy học môn hóa ở trường THPT

VIII. Phương tiện và phương pháp nghiên cứu :
1.

Phương tiện :

− Các tài liệu liên quan đến lý thuyết và bài tập Hóa học cân bằng phản ứng oxi hóa
khử

− Các phương tiện thông tin: Internet

2. Phương pháp :
− Đọc tài liệu, phân tích tổng hợp lý thuyết và đề xuất các phương pháp giải
− Đưa ra các dạng bài tập tiêu biểu để minh họa và sau đó có bài tập tượng tự

PHẦN B : XÂY DỰNG NỘI DUNG LÝ THUYẾT
I. Định nghĩa phản ứng oxi hóa khử :
1.

Số oxi hóa :
Để thuận tiện khi xem xét phản ứng oxi hoá - khử và tính chất của các nguyên tố,
người ta đưa ra khái niệm số oxi hoá (còn gọi là mức oxi hoá hay điện tích hoá trị).
Số oxi hoá là điện tích quy ước mà nguyên tử có được nếu giả thuyết rằng cặp e
liên kết (do 2 nguyên tử góp chung) chuyển hoàn toàn về phía nguyên tử có độ âm
điện lớn hơn.

2. Quy tắc xác định số oxi hóa :
- Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong phân tử trung hoà điện bằng 0.

2


Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử

- Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong một ion phức tạp bằng điện tích
-

của ion. Ví dụ trong ion HSO 4, số oxi hoá của H là +1, của O là -2 của S là +6.
1 + 6 + (-2. 4) = - 1.

- Trong đơn chất, số oxi hoá của các nguyên tử bằng 0.
Ví dụ: Trong Cl2, số oxi hoá của Cl bằng 0.
- Khi tham gia hợp chất, số oxi hoá của một số nguyên tố có trị số không đổi như
sau.
- + Kim loại kiềm luôn bằng +1.
+ Kim loại kiềm thổ luôn bằng +2.
+ Oxi ( trừ trong peoxit bằng - 1) luôn bằng - 2.
+ Hiđro ( trừ trong hiđrua kim loại bằng - 1) luôn bằng - 2.
+ Al thường bằng +3.
Chú ý: Dấu của số oxi hoá đặt trước giá trị, còn dấu của ion đặt sau giá
trị. Ví dụ:

3. Định nghĩa phản ứng oxi hóa khử :
- Phản ứng oxi hoá - khử là phản ứng trong đó có sự trao đổi e giữa các nguyên
tử hoặc ion của các chất tham gia phản ứng, do đó làm thay đổi số oxi hoá của
chúng.
Ví dụ:

- Chất nhường e gọi là chất khử (hay chất bị oxi hoá). Chất thu e gọi là chất oxi
hoá (hay chất bị khử).
- Quá trình kết hợp e vào chất oxi hoá được gọi là sự khử chất oxi hoá
Quá trình tách e khỏi chất khử được gọi là sự oxi hoá chất khử:

3


Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử

4. Các phương trình phản ứng oxi hóa khử thường gặp :
Để viết được các phản ứng oxi hóa khử thì chúng ta cần biết một số chất oxi hóa và

một số chất khử thường gặp. Chất oxi hóa sau khi bị khử thì tạo thành chất khử liên
hợp (chất khử tương ứng); cũng như chất khử sau khi bị oxi hóa thì tạo thành chất
khử liên hợp (chất khử tương ứng). Ta phải biết các chất khử và chất oxi hóa tương
ứng thì mới viết được phản ứng oxi hóa khử.
• Các chất oxi hóa thường gặp :
-

2-

- Các hợp chất của mangan: KMnO4, K2MnO4, MnO2 (MnO4 , MnO4 ,
MnO2)
+7
+6
+4
- KMnO4, K2MnO4, MnO2 trong môi trường axit (H) thường bị khử thành
muối
2+
Mn
Thí dụ:
+7
+2
+2
+3
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8
H2O
Kali pemanganat Sắt (II) sunfat
Mangan (II) sunfat Sắt (III) sunfat
Thuốc tím
(Chất oxi hóa) (Chất khử)
- KMnO4 trong môi trường trung tính (H2O) thường bị khử thành mangan

đioxit (MnO2)
Thí du:
+7
2KMnO4

+4
+

4K2SO3

+4
+

H2O →

+6

MnO2

+

K2SO4 + KOH

Kali pemanganat Kali sunfit
Man ganđioxit Kali sunfat
(Chất oxi hóa)
(Chất khử)
- KMnO4 trong môi trường bazơ (OH ) thường bị khử tạo K2MnO4
Thí dụ:
+7

2 KMnO4

+4
+

K2SO3 +

+6
2 KOH

→

Kali pemanganat Kali sunfit
(Chất oxi hóa)
(Chất khử)

+4

2 K2MnO4 +
Kali manganat

2-

K2SO4 +

H2O

Kali sunfat

2-

- Hợp chất của crom: K2Cr2O7; K2CrO4 (Cr2O7 ; CrO4 )

4


Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử

K2Cr2O7 (Kali đicromat; Kali bicromat), K2CrO4 (Kali cromat) trong môi trường
+
3+
axit (H ) thường bị khử thành muối crom (III) (Cr )
Thí dụ:
+6

+2

+3

+3

K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
Kali đicromat Sắt (II) sunfat
Crom (III) sunfat Sắt (III)
sunfat (Chất oxi hóa) (Chất khử)
2Trong môi trường trung tính, muối cromat (CrO4 ) thường bị khử tạo crom
(III) hiđroxit (Cr(OH)3)
Thí dụ:
+6

-2

2KCrO4
4KOH

+

+3

0

3(NH4)2S + 2H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 +

Kali cromat Amoni sunfua
Crom (III) hiđroxit Lưu huỳnh
(Chất oxi hóa)
(Chất khử)
+
- Axit nitric (HNO3), muối nitrat trong môi trường axit (NO3 /H )
+5
+4
- HNO3 đậm đặc thường bị khử tạo khí màu nâu nitơ đioxit NO2. Các chất khử
thường
bị HNO3 oxi hóa là: Các kim loại, các oxit kim loại có số oxi hóa trung gian (FeO,
Fe3O4), một số phi kim (C, S, P), một số hợp chất của phi kim có số oxi hóa thấp
2-

nhất hay trung gian (H2S, SO2, SO3 , HI), một số hợp chất của kim loại trong đó
2+

kim loại có số oxi hóa trung gian (Fe , Fe(OH)2
Thí dụ:
0
Fe
Sắt

+5

+3

+ 6 HNO3 (đ, nóng) → Fe(NO3)3
Axit nitric

+4
+

Sắt (III) nitrat

3 NO2

+ 3 H2O

Nitơ đioxit

(Chất khử) (Chất oxi hóa)
(Khí có mùi hắc, màu nâu)
- HNO3 loãng thường bị khử thành NO (khí nitơ oxit). Các chất khử thường gặp
là: các kim loại, các oxit kim loại hay hợp chất kim loại có số oxi hóa trung gian
2+

(FeO, Fe(OH)2, Fe3O4, Fe ), một số phi kim (S, C, P), một số hợp chất của phi
kim trong đó phi kim có số oxi hoá thấp nhất có số oxi hóa trung gian (NO2-,
2-

SO3 ).
Thí dụ:
5


Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử

0

+5

Fe

+

Bột sắt

+3

4HNO3(l)

→

+2

Fe(NO3)3

Axit nitric (loãng)

+

Sắt (III) nitrat

(Chất khử) (Chất oxi hóa)
màu)

NO

+

2H2O

Nitơ oxit

(Khí không có, không không có
3-

+

-Muối nitrat trong môi trường axit (NO /H ) giống như HNO3 loãng, nên
nó oxi hóa được các kim loại tạo muối, NO3- bị khử tạo khí NO, đồng
thời có sự tạo nước (H2O)
Thí dụ:
0

+5

+2
-

2NO3 +

8H

+

→

2+

3Cu

+

Đồng

Muối nitrat trong môi trường axit Muối đồng (II)

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

3Cu

+2
+

2NO

+

4H2O

(Dung dịch có màu xanh lam)

Khí NO không màu thoát ra kết hợp với O2 (của không khí) tạo khí NO2 có
màu nâu đỏ
- Axit sunfuric đậm đặc nóng, H2SO4(đ, nóng); Khí sunfurơ (SO2)
+6

+4

- H2SO4 (đ, nóng) thường bị khử tạo khí SO2. Các chất khử thường tác dụng
với H2SO4(đ, nóng) là: các kim loại, các hợp chất của kim loại số oxi hóa trung
gian (như FeO, Fe3O4), một số phi kim (như C, S, P), một số hợp chất của phi
kim (như HI, HBr, H2S)
Thí dụ:
0
Cu
Đồng

+6
+

2H2SO4(đ, nóng)

+2
→

Axit sunfuric (đặc, nóng)

sunfurơ (Chất khử)

CuSO4

+4
+

SO2

+ 2H2O

Đồng (II) sunfat Khí
(Chất oxi hóa)

Các kim loại mạnh như Mg, Al, Zn không những khử H2SO4 đậm đặc, nóng
thành SO2 mà còn thành S, H2S. H2SO4 đậm đặc nhưng nếu loãng bớt thì sẽ bị
khử tạo lưu

6


Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử

huỳnh (S) hay hợp chất của lưu huỳnh có số oxi hóa thấp hơn (H 2S). Nguyên
nhân của tính chất trên là do kim loại mạnh nên dễ cho điện tử (để H2SO4
nhận nhiều điện
tử) và do H2SO4 ít đậm đặc nên nó không oxi hóa tiếp S, H2S.

- Khí sunfurơ (SO2) oxi hóa được các chất khử mạnh như các hợp chất của phi
kim có số oxi hoá thấp (như H2S, CO), một số phi kim (như H2, C), các kim loại
mạnh (như Na, K, Ca, Ba, Mg). Nếu SO2 là chất oxi hóa thì nó thường bị khử
tạo S.

7


+4

-2

SO2

+

0

H2S

→

S

+

H2O

Khí sunfurơ
Khí hiđro sunfua

Lưu huỳnh
(Chất oxi hóa)
(Chất khử)
Khí mùi hắc
Khí có mùi trứng thúi Chất rắn, màu vàng nhạt
Khác với HNO3, dung dịch H2SO4 loãng là a xit thông thường (tác nhân oxi hóa là
H+), chỉ dung dịch H2SO4 đậm đặc, nóng mới là axit có tính oxi hóa mạnh (tác
nhân oxi hóa là SO42-). Trong khi dung dịch HNO3 kể cả đậm đặc lẫn loãng đều là
axit có tính o xi hóa mạnh (tác nhân oxi hóa là NO3Thí dụ:
0

+6

Fe

+

H2SO4(l)
+6

0
2Fe
0
Fe

+2

+

→

0

FeSO4 +

6H2SO4(đ, nóng) →
+5
+3

+

4HNO3(l)

0

→

H2
+3

+4

Fe2(SO4)3 +
+2

Fe(NO3)3 +

+5

NO

3SO2 +
+

+3

6H2O

2H2O
+4

Fe + 6HNO3(đ, nóng) →
Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Ba kim loại Al, Fe, Cr không bị hòa tan trong dung dịch H2SO4 đậm đặc nguội
(cũng như trong dung dịch HNO3 đậm đặc nguội) (bị thụ động hóa, trơ)
- Ion H

+

+

Ion H của axit thông thường oxi hóa được các kim loại đứng trước H trong dãy
+
thế điện hóa. Ion H bị khử tạo khí H2, còn kim loại bị khử tạo muối tương ứng (ion kim loại).

K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Pt Au
Thí dụ:
Zn

+

0
Zn
(Chất khử)

II.

2HCl

→

ZnCl2 +

+1
+

2H

+

H2
+2

→

(Chất oxi hóa)

Zn

2+

0
+

(Chất oxi hóa)

H2
(Chất khử)

Cân bằng phản ứng oxi hóa khử :
a. Nguyên tắc khi cân bằng :
8


Tổng số e mà chất khử cho phải bằng tổng số e mà chất oxi hoá nhận và số nguyên
tử của mỗi nguyên tố được bảo toàn.

b. Các bước tiến hành cân bằng phản ứng :
1) Viết phương trình phản ứng, nếu chưa biết sản phẩm thì phải dựa vào điều kiện
cho ở đề bài để suy luận.
2) Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi. Đối với những
nguyên tố có số oxi hoá không thay đổi thì không cần quan tâm.
3) Viết các phương trình e (cho - nhận e).
4) Cân bằng số e cho và nhận.
5) Đưa hệ số tìm được từ phương trình e vào phương trình phản ứng.
6) Cân bằng phần không tham gia quá trình oxi hoá - khử.
Ví dụ Cho miếng Al vào dung dịch axit HNO3 loãng thấy bay ra chất khí không màu, không mùi, không
cháy, nhẹ hơn không khí, viết phương trình phản ứng và cân bằng.

Giải: Theo đầu bài, khí bay ra là N2.

Phương trình phản ứng (bước 1):

Bước 5:

Bước 6: Ngoài 6 HNO3 tham gia quá trình oxi hoá - khử còn 3.10 = 30 NO3 tạo
thành muối nitrat (10 l(NO3)3).
Vậy tổng số phân tử HNO3 là 36 và tạo thành 18 2O.
Phương trình cuối cùng:
Dạng ion:

9


 Chú ý: Đối với những phản ứng tạo nhiều sản phẩm trong đó nguyên tố ở nhiều
số oxi hoá khác nhau, ta có thể viết gộp hoặc viết riêng từng phản ứng đối với từng
sản phẩm, sau đó nhân các phản ứng riêng với hệ số tỷ lệ theo điều kiện đầu bài.
Cuối cùng cộng gộp các phản ứng lại.
Ví dụ: Cân bằng phản ứng:

Giải
Các phản ứng riêng (đã cân bằng theo nguyên tắc trên):

Để có tỷ lệ mol trên, ta nhân phương trình (1) với 9 rồi cộng 2 phương trình lại:

PHẦN C : CÁC PHƯƠNG PHÁP CÂN BẰNG CỤ THỂ
I. Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử:
1. Phương pháp cân bằng electron :
- Nguyên tắc: Dựa vào sự bảo toàn electron nghĩa là tổng số electron của chất khử cho
phải bằng tổng số electron chất oxi hóa nhận.
- Các bước cân bằng :

+ Viết phương trình phản ứng xảy ra với đầy đủ tác chất, sản phẩm (nếu đầu bài yêu
cầu bổ sung phản ứng, rồi mới cân bằng).
+ Tính số oxi hóa của nguyên tố có số oxi hóa thay đổi. Nhận diện chất oxi hóa, chất
khử.
+ Viết phản ứng cho, phản ứng nhận điện tử (Phản ứng oxi hóa, phản ứng khử).
Chỉ cần viết nguyên tử của nguyên tố có số oxi hóa thay đổi, với số oxi hóa được
để bên trên. Thêm hệ số thích hợp để số nguyên tử của nguyên tố có số oxi hóa
thay đổi hai bên bằng nhau.
10


+ Cân bằng số điện tử cho, nhận. Số điện tử cho của chất khử bằng số điện tử nhận
của chất oxi hóa (Hay số oxi hóa tăng của chất khử bằng số oxi hóa giảm của chất oxi
hóa) bằng cách them hệ số thích hợp.
+ Phối hợp các phản ứng cho, nhận điện tử; các hệ số cân bằng tìm được; và phản ứng
lúc đầu để bổ sung hệ số thích hợp vào phản ứng lúc đầu.
+ Cuối cùng cân bằng các nguyên tố còn lại (nếu có) như phản ứng trao đổi.
- Lưu ý:
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:
Fe

+

H2SO4 đặc nóng

→

Fe2(SO4)3 +

SO2 +

H2O

+3

Fe0 → Fe + 3e
+3

1 x 2 Fe0 → 2Fe + 6e
+6

3 x S + 2e → S
2 Fe

+

+4

6 H2SO4 →

Fe2(SO4)3 +

3SO2 + 6H20

- Các thí dụ: Cân bằng các phản ứng sau đây theo phương pháp cân bằng điện tử.
+Thí dụ 1
+7
KMnO4

+2
+ FeSO4

+2
+ H2SO4

MnSO4

+3
+ Fe2(SO4)3

+

K2SO4

+ H2O
Chất oxi hóa

Chất khử

2

5
2KMnO4

+ 10FeSO4 + H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4

+

11


H2O

12


Thí dụ 2:
-1

+6

CH3-CH2-OH + K2Cr2O7 + H2SO4

+1

+3

CH3 -CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4

+

H2O
Chất khử

Chất oxi hóa

3

(+12)

(+6)

3CH3-CH2-OH + K2Cr2O7 + H2SO4
H2O

3CH3-CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +

3CH3-CH2-OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4
7H2O

3CH3-CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +

2. Phương pháp cân bằng ion – electron :
- Phạm vi áp dụng: Đối với các quá trình xảy ra trong dung dịch, có sự tham
gia của môi trường (H2O, dung dịch axit hoặc bazơ tham gia).
- Các nguyên tắc:
+

• Nếu phản ứng có axit tham gia: vế nào thừa O phải thêm H để tạo H2O và
ngược lại.
•Nếu phản ứng có bazơ tham gia: vế nào thừa O phải thêm H2O để tạo ra OH
- Các bước cân bằng :
+ Viết phương trình phản ứng với đầy đủ tác chất, sản phẩm (nếu chưa có phản ứng
sẵn).
+ Tính số oxi hóa của các nguyên tố có số oxi hóa thay đổi. Nhận diện chất oxi hóa,
chất khử.
+ Viết dưới dạng ion chất nào phân ly được thành ion trong dung dịch. (Chất nào
không phân ly được thành ion như chất không tan, chất khí, chất không điện ly, thì để

nguyên dạng phân tử hay nguyên tử). Tuy nhiên chỉ giữ lại những ion hay phân tử
nào chứa nguyên tố có số oxi hóa thay đổi (ion hay phân tử nào chứa nguyên tố có số
oxi hóa không thay đổi thì bỏ đi).
13


+ Viết các phản ứng cho, phản ứng nhận điện tử (chính là các phản ứng oxi hóa,
phản ứng khử). Viết nguyên cả dạng ion hay phân tử, với số oxi hóa để bên trên.
Thêm hệ số thích hợp để số nguyên tử của nguyên tố có số oxi hóa thay đổi hai bên
bằng nhau.
+ Cân bằng số điện tử cho, nhận. Số điện tử cho của chất khử phải bằng số điện tử
nhận của chất oxi hóa (Hay số oxi hóa tăng của chất khử phải bằng
số oxi hóa giảm của chất oxi hóa) bằng cách nhân hệ số thích hợp. Xong rồi cộng vế
với vế các phản ứng cho, phản ứng nhận điện tử.
+ Cân bằng điện tích. Điện tích hai bên phải bằng nhau. Nếu không bằng nhau thì
thêm vào ion H+ hoặc ion OH- tùy theo phản ứng được thực hiện trong môi trường
axit hoặc bazơ. Tổng quát thêm H+ vào bên nào có axit (tác chất hoặc sản phẩm);
Thêm OH- vào bên nào có bazơ. Thêm H2O phía ngược lại để cân bằng số nguyên tử
H (cũng là cân bằng số nguyên tử O).
+ Phối hợp hệ số của phản ứng ion vừa được cân bằng xong với phản
ứng
lúc đầu để bổ sung hệ số thích hợp vào phản ứng lúc đầu (Chuyển phản ứng dạng
ion trở lại thành dạng phân tử).
+ Cân bằng các nguyên tố còn lại, nếu có, như phản ứng trao đổi.
- Các thí dụ: Cân bằng các phản ứng sau đây theo phương pháp cân bằng ion electron

Thí dụ 1:
+7

+2

KMnO4

+ FeSO4 + H2SO4

+2

+3

MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 +

H2O
Chất oxi hóa
7

Chất khử
+2

2

14


5

2MnO4

)

-

2+
2+
+ 10Fe 2Mn
2(+2) +

+
10(+3)

10Fe

+18

3+

Điện tích :2(-1) + 10(+2)

+34

+ 16H

+

+ 8H2O

2KMnO4 + 10Fe2(SO4)3 + 8H2SO4

2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 +

8H2O

Thí dụ 2:
+7

+4

KMnO4 + K2SO3

+6
+ KOH

+6

K2MnO4

+ K2SO4

+

H2O
Chất oxi hóa
MnO4-

Chất khử

+ SO32-

MnO42-

+7
e

2SO3
-

SO42-

+6

2MnO4 +
+4

2MnO4

+

-

+

2e

-

MnO4
+6

-

SO4
2-

SO3

Điện tích : 2(-1) + 1(-2)

2-

2MnO4

2-

2-

(Phản ứng oxi hóa )

+

2(-2)

-4
2MnO4 +

2SO3 + 2OH

2KMnO4 +

K2SO4 + 2KOH

(Phản ứng khử )

SO

2-

+ 1(-2)
-6

22
2MnO4 + SO4
2K2MnO4

+

+

H2O

K2SO4 +

H2O

II. Các dạng phản ứng oxi hóa khử phức tạp :
1. Phản ứng oxi hóa khử có hệ số bằng chữ :
15


- Nguyên tắc: Cần xác định đúng sự tăng giảm số oxi hoá của các nguyên tố
- Ví dụ:
Fe3O4

+

HNO3 →

Fe(NO3)3 +

NxOy +

H20

(5x – 2y) x

1x

x
(5x-2y) Fe3O4 + (46x-18y) HNO3 → (15x-6y) Fe(NO3)3 + NxOy+(23x-9y)
H2O

2. Phản ứng có chất hóa học là tổ hợp của hai chất khử :
- Nguyên tắc :
Cách 1 : Viết mọi phương trình biểu diễn sự thay đổi số oxi hoá, chú ý sự ràng
buộc hệ số ở hai vế của phản ứng và ràng buộc hệ số trong cùng phân tử.

Cách 2 : Nếu một phân tử có nhiều nguyên tố thay đổi số oxi hoá có thể xét
+7

+2
chuyển nhóm hoặc toàn bộ phân tử, đồng thời chú ý sự ràng buộc ở vế sau.

Mn + 5e-

Mn(phản ứng khử)
Luyện tập: Cân bằng phản ứng sau :
FeS2
+3

+2

2Fe - 2e(+4)

2Fe
(+6)

-1
C-

+ O2 →

+ 2.5e

2Cr+

4+3
FeS2
6e -

FeS2 - 11e →

+3

Fe

+ 2S

+4

C(Phản ứng oxi hóa)
11 x

+6

SO2

Fe+2 → Fe+3 +
(Phản ứng oxi hóa)
1e 2S-1 → 2S+4
+14 x

2e-

Fe2O3 +

0

2O + 4e

→

+ 11 O2 →

2O

2-

2 Fe2O3

+

8 SO2

2Cr (Phản
ứngnguyên
khử) tố tăng hoặc giảm số oxi hóa ở nhiều nấc :
3. Phản
ứng có
Nguyên tắc :
16


• Cách 1 : Viết mọi phương trình thay đổi số oxi hoá, đặt ẩn số cho từng nấc
tăng, giảm số oxi hoá.
• Cách 2 : Tách ra thành hai hay nhiều phương trình ứng với từng nấc số oxi hóa
tăng hay giảm.
• Ví dụ: Cân bằng phản ứng sau:
Al + HNO3 → Al(NO3)3 + NO + N2O + H2O
Cách 1:

17

(3x+8y) Al + (12x+30y) HNO3 → (3x+8y) Al(NO3)3+ 3x NO + 3y NO2+
(6x+15y) H2O
Cách 2: Tách thành 2 phương trình :
a x Al + 4HNO3 → Al(NO3)3 + NO + 2H2O
b x 8Al + 30 HNO3 → 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O
(a+8b)Al + (4a+30b) HNO3 → (a+8b) Al(NO3)3 + a NO + 3b N2O+(2a+15b)
H2O

4. Phản ứng không xác định rõ môi trường :
-

Nguyên tắc:

• Có thể cân bằng nguyên tố bằng phương pháp đại số hoặc qua trung gian
phương trình ion thu gọn.
• Nếu do gom nhiều phản ứng vào, cần phân tích để xác định giai đoạn nào là
oxi hóa khử.
Ví dụ:
Al + H2O + NaOH → NaAlO2 +
H2 Al + H20 → Al(OH)3 + H2

2x

3x
2Al +

0

+3

Al → Al + 3e

+

2H + 2e → H2

6H20 →

2Al(OH)3 +

2Al(OH)3 + H2

2NaOH →

2NaAlO2 +

(1)
4H20 (2)

Tổng hợp 2 phương trình trên:
2Al

+

2NaOH

+

2H2O →

2NaAlO2 +

3H2

III. Các bài tập bổ sung :
1. Bài tập 1 :
Cân bằng các phản ứng oxi hóa khử sau đây theo phương pháp cân bằng
electron :
1) C12H22O11 +

MnO4 +

+
H

CO2

+

Mn

2+

+

H2O


2) CnH2n + 1CHO + KMnO4
MnSO4 + K2SO4

+ H2SO4

CH3COOH + CO2 +

+ H2O

(n CH3COOH : n CO2 = 1 : 1)
3) Ca3(PO4)2
4) MxOy
+

+ SiO2 + C
H2SO4(đ, nóng )

5) NaCrO2 + Br2
6) Zn

+

+

P4 + CO + CaSiO3
M2(SO4)n + SO2
+ H2O

NaOH

HNO3

Na2CrO4 + NaBr

Zn(NO3)2 +

xNO2 +

+

H2O

yNO + H2O

2. Bài tập 2 :
Cân bằng các phản ứng sau đây theo phương pháp cân bằng ion – electron

1) KMnO4 + KNO2

+ H2SO4

MnSO4

+ KNO3 + K2SO4 +

H2O
2) Zn

+

HNO3

Zn(NO3)2

+

NO2 + NO +

H2O (Tỉ lệ thể tích:: VNO2 : VNO = 1 : 3)
3) Zn

+

KNO3

+

2H2O 4) Cr2O7
3+
Fe
+

+
5) Mg

+

KOH
+

-

H2O

NO3 +

2+
Fe
+
H

K2ZnO2

+

+

+
H

NH3 +
Cr

2+
Mg

3+

+
+

NH4 + H2O

3. Bài tập 3 :
Cân bằng các phản ứng sau đây theo phương pháp đại số:
1. Al + NO2 - + OH - + H2O
AlO2+
NH3
2. FeS2

+ H2SO4(đ, nóng )

Fe2(SO4)3

3. FeO

+ H2SO4(đ, nóng )

Fe2(SO4)3 + SO2

d. MxOy +

HNO3

+
e. NO2 + MnO4 + H

+ SO 2

+ H2O

+

H2O

M(NO3)n

+

NO

+

H2O

NO3

+

2+
Mn +

H2O


3Fe+8/3 →

3Fe3 + e

N+5 + (5x – 2y)e → xNf.+2y/xFexOy +

CO

FemOn

+

CO2

4.Bài tập 4 :
Cho m gam bột kim loại kẽm hòa tan hết trong dung dịch HNO3, thu được 13,44 lít
hỗn hợp ba khí là NO2, NO và N2O. Dẫn lượng khí trên qua dung dịch xút dư, có
11,2 lít hỗn hợp khí thoát ra. Cho lượng khí này trộn với không khí dư (coi không
khí chỉ gồm oxi và nitơ) để phản ứng xảy ra hoàn toàn, sau đó cho hấp thụ lượng khí
màu nâu thu được vào dung dịch KOH dư, thu được dung dịch D. Dung dịch D làm
mất màu vừa đủ 100 ml dung dịch KMnO4 0,4M trong môi trường H2SO4 có dư.
Thể tích các khí đo ở đktc. Các phản ứng xảy ra hoàn toàn.

MnO4- +

a. Viết phản ứng giữa kẽm với dung dịch HNO3 có hiện diện 3 khí trong phản
ứng theo dữ kiện trên.
b. Tính m. (Zn = 65)
ĐS: 31 Zn + 80 HNO3 → 31 Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 4 NO + 6 N2O + 40 H2O
5eMn2+
(Phản ứng khử )
m = 100,75 gam

5. Bài tập 5 :
+2

2Fe2+(+4)

2e-

A là một kim loại. Hòa tan hoàn toàn 1,43 gam A bằng dung dịch H2SO4 có dư
+3
20% so với lượng cần, thu được một khí có mùi hắc, một chất không tan có màu
ứng
oxi hóa
vàng2Fe3+(Phản
nhạt (có khối
lượng
0,192 gam) và dung dịch B (có chứa muối sunfat của A).
Cho hấp thụ lượng khí mùi hắc trên vào 100 ml dung dịch Ca(OH)2 0,03M, thu
(+6)
được 0,24 gam kết tủa màu trắng.
a. Xác định kim loại A. Cho biết dung dịch H2SO4 đem dùng không có phản ứng với
chất rắn màu vàng.
b. Tính thể tích dung dịch Ba(OH)2 0,1M cần dùng vừa đủ để khi cho tác dụng với
lượng dung dịch B trên thì thu được:
- Lượng kết tủa cực đại
- Lượng kết tủa cực tiểu.
c. Tính khối lượng kết tủa lớn nhất và nhỏ nhất thu được ở câu (b).
Các phản ứng xảy ra hoàn toàn.
(Na = 23; Mg = 24; Al = 27; K = 39; Ca = 40; Cr = 52; Mn = 55; Fe = 56; Cu = 64;
Zn


= 65; Ag = 108; Ba = 137; Hg = 200; Pb = 207; S = 32; O = 16; H =
1) ĐS: Zn; 284ml; 504ml; 8,7952g; 6,6172g

6. Bài tập 6 :
Cho m gam kali kim loại vào 100 ml dung dịch HCl 0,1M. Sau đó cần thêm tiếp
10 ml dung dịch HBr 0,2M để thu được dung dịch có pH = 7.
a. Tính m.
b. Tính thể tích khí hiđro thoát ra trong thí nghiệm trên ở 27,30C; 83,6 cmHg.
c. Xác định nồng độ mol/lít của dung dịch có pH = 7 trên.
Các phản ứng xảy ra hoàn toàn. Coi thể tích dung dịch không thay đổi trong quá trình phản ứng. (K =
39)

ĐS: m = 0,468g; 134,4ml; KCl 0,091M; KBr 0,018M

7. Bài tập 7 :
Hỗn hợp chất rắn X gồm bột kẽm và muối sắt (III) sunfat. Cho 200 ml nước vào
một bình chứa m gam hỗn hợp X. Dùng đũa thủy tinh khuấy đều để phản ứng xảy
ra hoàn toàn. Thu được chất không tan gồm 3,36 gam một kim loại và dung dịch
Y có hòa tan hỗn hợp muối. Cho dung dịch xút lượng dư vào dung dịch Y, sau khi
phản ứng xong, lọc lấy kết tủa đem nung ngoài không khí cho đến khối lượng
không đổi thì thu được 11,2 gam một chất rắn.
a. Viết các phản ứng xảy ra.
b. Tính m.
c. Tính nồng độ mol của chất tan của dung dịch Y. Coi thể tích dung dịch Y bằng
thể tích nước đã dùng.
(Zn = 65; Fe = 56; S = 32; O = 16)
ĐS: m = 50,4g; ZnSO4 0,8M; FeSO4 0,7M

--------------------------------------

END--------------------------------------