Bài giảng hóa vô cơ CHUONG3

Hoá vô cơ
• PHẢN

ỨNG
• OXY HÓA –
KHỬ


MỘT SỐ KHÁI NIỆM VỀ
PHẢN ỨNG OXY HÓA - KHỬ
•

Đònh nghóa: Phản ứng oxy hóa - khử là phản
ứng trong đó có sự chuyển vận electron từ chất
khử sang chất oxy hóa dẫn đến làm thay đổi số
oxy hóa của các nguyên tố đóng vai trò chất oxy
hóa và chất khử.


Trong một phản ứng oxy hóa- khử luôn có hai
quá trình:
Quá trình nhận electron – quá trình khử
Ox1 + e  Kh1 ( S +2e  S2-)
Chất nhận electron là chất oxy hóa
Quá trình nhường electron – quá trình oxy hóa
Kh2 – e  Ox2 ( Fe –2e  Fe2+)
Chất nhường electron là chất khử
Kết hợp hai quá trình được phản ứng oxy hóa - khử:
Ox1 + Kh2 = Ox2 + Kh1 ( S + Fe  FeS )

•

•
•
•
•
•
•
•
•
•
•

Cặp oxy hóa – khử liên hợp
S/S2-và Fe2+/Fe trong thí dụ trên là các cặp oxy hóa khử liên hợp


Nhắc lại: Cân bằng phản ứng O – K
•

Nguyên tắc 1:
−

•

Tổng số electron cho của chất khử phải bằng
tổng số electron chất oxy hóa nhận vào.

Các bước tiến hành cân bằng.
Bước 1: Xác đònh sự thay đổi số oxy hóa của các
chất.
− Bước 2: Lập phương trình electron – ion, với hệ

số sao cho đúng qui tắc trên.
− Bước 3: Thiết lập phương trình ion của phản ứng.
− Bước 4: Cân bằng theo hệ số tỉ lượng.
−


Cân bằng phản ứng OXH – K (bỏ qua)
Môi trường

Lấy [O] từ MT

Đẩy [O] ra MT

Axit (H+, H2O)

H2O  [O] + 2H+

[O] + 2H+  H2O

Trung tính(H2O)

H2O  [O] + 2H+

[O] + H2O  2OH-

Baz (OH-, H2O)

2OH-  [O] + H2O

[O] + H2O  2OH-

Ví duï:
Al + CuSO4  Al2(SO4)3 + Cu
Al -3e  Al+3
X2
X3
Cu+2 + 2e  Cu
• _______________________
• 2Al + 3Cu+2 = 2Al+3 + 3Cu
•

•

2Al + 3CuSO4  2Al2(SO4)3 + 3Cu


•

Nguyên tắc 2:
Đối với phản ứng O – K xảy ra trong môi trường
acid nếu dạng Ox của chất Ox có chứa nhiều
nguyên tử Oxy hơn dạng khử của nó thì phải thêm
H+ vào vế trái (dạng Ox) và thêm nước vào vế
phải (dạng khử).
− Nếu dạng khử của chất Kh chứa ít nguyên tử Oxy
hơn dạng Ox của nó thì thêm nước vào vế trái
(dạng Kh) và H+ vào vế phải (dạng Ox).
−

Thiếu O bên nào, thêm H2O bên đó, bên kia thêm H+


•

Ví duï:

KMnO4  KNO2  H 2 SO4  MnSO4  KNO3  K 2 SO4  H 2O
MnO4  5e  Mn 2
NO 2  2e  NO 3
MnO4  5e  8 H   Mn 2  4 H 2O

NO2  2e  H 2O  NO3  2 H 

2
X5
X

2MnO4  5NO 2  6H   2Mn   5NO 3  3H 2 O
 2KMnO4  5KNO 2  3H 2 SO 4  2MnSO4  5KNO3  K 2 SO 4  3H 2 O


•

Nguyên tắc 3:
−

−

Phản ứng O – K xảy ra trong môi trường

base, nếu dạng Ox của chất Ox chứa nhiều
Oxy hơn dạng khử thì phải thêm nước vào vế
trái, OH- vào vế phải.
Nếu dạng Kh của chất Kh chứa ít Oxy hơn
dạng Ox của nó thì phải thêm OH- vào vế trái,
nước vào vế phải.

Thiếu O bên nào thêm OH- bên đó, bên kia là H2O.


•

Ví duï:

KClO 3  CrCl 3  KOH  K 2 CrO 4  KCl   H 2 O
ClO 3  6e  3H 2 O  Cl   6OH 

X

Cr 3  3e  8OH   CrO 42  4H 2 O

X


3

3





1
2

2
4

ClO  2Cr  10OH  Cl  2CrO  5 H 2O
KClO 3  2CrCl 3  10KOH  7KCl  2K 2 CrO 4  5H 2 O


•

Nguyên tắc 4:
−

−

Phản ứng O-K trong môi trường trung tính.
Nếu dạng Ox của chất Ox chứa nhiều
nguyên tử Oxy hơn dạng Kh của nó thì phải
thêm nước vào vế trái, OH- vào vế phải.
Nếu dạng Kh của chất Kh chứa ít nguyên tử
Oxy hơn dạng Ox của nó thì phải thêm nươc
vào vế trái, H+ vào vế phải.

Thêm nước vế trái hết, vế phải: OH- nếu
thêm e, H+ nếu mất e.

Ví duï:
KMnO4  KNO 2  H 2 O  MnO 2  KNO3  KOH
•

MnO 4  3e  2H 2 O  MnO 2  4OH 
NO 2  2e  H 2 O  NO 3  2H 

2

X

3

X

2 MnO4  3 NO2  7 H 2O  2MnO2  3 NO3  8OH   6 H 

4


2


3

2MnO  3NO  H 2 O  2MnO 2  3NO  2OH



 2KMnO4  3KNO 2  H 2 O  2MnO 2  3KNO3  2KOH


Đánh giá khả năng tham gia phản ứng
oxy hóa – khử của các chất
1.

Các yếu tố ảnh hưởng đến tính oxy hóa – khử
của các chất

2.

Sử dụng các hàm nhiệt động hóa học

3.

Thế khử và phương trình Nernst

4.

Giản đồ Latimer

5.

Giản đồ Frost


1. CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN TÍNH
OXY HÓA - KHỬ CỦA CÁC CHẤT
•

•

•
•
•

Khả năng oxy hóa – khử của chất phụ thuộc
các yếu tố sau:
1- Đặc điểm cấu tạo lớp vỏ electron và trạng
thái oxy hóa của nguyên tử. Thể hiện qua cấu
tạo bảng hệ thống tuần hoàn
2 - Quy luật biến đổi tính kim loại và tính phi
kim loại
3- Độ bền vững của chất.
4- Môi trường tiến hành phản ứng.


Một số quy tắc xác định số
oxi hóa bền của nguyên tố
a.

Số oxi hoá không

b.

Các nguyên tố họ s

c.

Các nguyên tố họ p

d.

Các nguyên tố họ d

e.

Các nguyên tố họ f

f.

Quy tắc chung


a. Số oxi hóa không
•

Kim loại mạnh và phi kim mạnh có mức oxi hóa
không kém bền

•

Kim loại càng yếu, phi kim càng yếu: mức oxi
hóa không càng bền.

•

Các nguyên tố lưỡng tính đều có mức oxi hóa
không bền

b. Các nguyên tố họ s
•

Các nguyên tố họ s chỉ có một số oxi hóa dương
bền vững trùng với số thứ tự của phân nhóm.

•

Ví duï: Na(IA) coù soá oxy hoùa beàn +1; Ca(IIA) coù soá
oxy hoùa beàn +2

•

Riêng H có hai số oxi hóa +1 và -1 nhưng số oxi
hóa +1 là bền vững hơn hẳn số oxi hóa -1.


c. Các ngun tố họ p
•

Quy tắc chẵn lẻ của Mendeleev.

•

Các mức oxi hóa có cấu hình bão hòa một lớp
(ns2np6) hoặc một phân lớp (ns2) bền hơn hẳn.

•

Trong một chu kỳ từ trái qua phải số oxi hóa
dương cao nhất của các ngun tố kém bền dần
(vì rất dễ lấy lại e đã mất do mật độ điện tích dương
tăng dần và r giảm dần).

•

Định luật tuần hồn thứ cấp.


Qui tắc chẵn lẻ Mendeleev.
•
•

Nguyên tố phân nhóm chẵn có các số oxy hoá chẵn
bền hơn hẳn các số oxy hóa lẻ.
Nguyên tố phân nhóm lẻ có các số oxy hoá lẻ bền
hơn hẳn các số oxy hóa chẵn.
−

Ví dụ: Cl (VIIA) có các số oxy hóa -1, +1, +3, +5, +7
bền hơn các số oxy hóa chẵn.
S (VIA) có các số oxy hóa -2, +2, +4, +6 bền hơn các
số oxy hóa lẻ.
Xe (VIIIA) hiện chỉ biết các hợp chất có số oxy hóa
+2, +4, +6 và +8.


−

Ví dụ:
Cl có các mức oxy hoá bền hơn: -1 (cấu hình Ar) và
+7 (Ne), và +5 vì sử dụng hết 5 e ở phân lớp 3p.
S có các mức oxy hóa bền hơn: -2 (cấu hình Ar), +6
(Ne) và +4 vì sử dụng hết 4 e ở phân lớp 3p.


•

Ví dụ: Xét dãy chu kỳ III (Al, Si, P, S và Cl)
−

Al: Mức oxy hóa + 3 rất bền vững, nhôm trong các
hợp chất ở điều kiện thường đều có số oxy hóa +3.

−

Si: Mức oxy hóa +4 rất bền vững (như Al).

−

P: ion PO43- khá bền, nhưng không có tính oxy hoá
dù trong môi trường acid đậm đặc.

H3PO4 + 2H++2e = H3PO3 + H2O, o = -0.276V, pH = 0
PO 34 + 2H2O + 2e = HPO 24  + 3OH-, o = -1.12V, pH = 14


S: ion SO42- không có tính oxy hóa trong môi trường
kiềm, có tính oxy hoá rất yếu ở môi trường acid (pH

= 0) và là chất oxy hóa khá mạnh khi là acid sulfuric
nguyên chất (oxy hóa được bạc).
SO42- + 4H+ + 2e = H2SO3 + H2O, o = 0.17V, pH = 0
SO42- + H2O + 2e = SO32- + 2OH-, o = -0.93V,pH =14
− Cl: Hợp chất +7 của Cl là chất oxy hóa mạnh. ClO4là chất oxy hóa mạnh ở pH = 0, HClO4 nổ khi tiếp
xúc các chất hữu cơ hoặc khi bò chiếu sáng. Tính oxy
hóa yếu trong môi trường kiềm.
ClO4- + 2H+ + 2e = ClO3- + H2O, o = 1.19V, pH = 0
ClO4- + H2O + 2e = ClO3- + 2OH-, o = 0.36V, pH =14
−


d. Các ngun tố họ d
•

Trong một chu kỳ từ trái qua phải các
mức oxi hóa dương cao nhất kém bền
vững dần.




•

Đối với các ngtố d sớm, tất cả các e đều có thể
tham gia tạo liên kết
Đối với các ngtố d muộn, chỉ một số e (n - 1)d
tham gia tạo liên kết
Trong hợp chất, nguyên tử của nguyên tố d có
thể chứa electron (n-1)d độc thân.

Trong một phân nhóm từ trên xuống các
mức oxi hóa dương cao nhất bền vững
dần.


e. Các nguyên tố họ f
• Mức

oxi hóa bền nhất của các
nguyên tố họ f là +2


MỘT SỐ QUI TẮC XÁC ĐỊNH SỐ OXY
HÓA BỀN CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
•

Các nguyên tố chia thành 2 nhóm lớn:
Nguyên tố chuyển tiếp (d,f) và nguyên tố
không chuyển tiếp (s,p). Đối với mỗi loại có
thể đưa ra một số qui tắc riêng để xác đònh
mức oxy hoá bền của chúng.

Các quy tắc dưới đây chỉ ra một số các số oxy hóa đặc
trưng của các nguyên tố.