Tổng hợp lý thuyết về phản ứng oxi hóa khử trong hóa học vô cơ

BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO
TRƢỜNG ĐẠI HỌC TÂY BẮC

TẠ THỊ THÙY

TỔNG HỢP LÝ THUYẾT VỀ PHẢN ỨNG OXI HÓA-KHỬ
TRONG HÓA HỌC VÔ CƠ

KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC

SƠN LA, THÁNG 05 NĂM 2018


BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO
TRƢỜNG ĐẠI HỌC TÂY BẮC

TẠ THỊ THÙY

TỔNG HỢP LÝ THUYẾT VỀ PHẢN ỨNG OXI HÓA-KHỬ
TRONG HÓA HỌC VÔ CƠ

Chuyên ngành: Hóa vô cơ

KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC

Ngƣời hƣớng dẫn: ThS Doãn Văn Kiệt

SƠN LA, THÁNG 05 NĂM 2018


Lời cảm ơn

Thực tế luôn cho thấy, sự thành công nào cũng gắn liền với những sự hỗ trợ,
giúp đỡ của những ngƣời xung quanh cho dù sự giúp đỡ đó là ít hay nhiều, trực tiếp
hay gián tiếp. Trong suốt thời gian từ khi bắt đầu làm khóa luận đến nay, em đã nhận
đƣợc sự quan tâm, chỉ bảo, giúp đỡ của thầy cô, gia đình và bạn bè xung quanh.
Với tấm lòng biết ơn vô cùng sâu sắc, em xin gửi lời cảm ơn chân thành nhất từ
đáy lòng đến quý Thầy Cô của trƣờng đại học Tây Bắc, nhất là các thầy cô giáo trong
tổ bộ môn Hóa học và toàn thể các thầy,cô giáo trong khoa Sinh- Hóa đã dùng những
tri thức và tâm huyết của mình để có thể truyền đạt cho chúng em vốn kiến thức quý
báu suốt thời gian học tập tại trƣờng.
Đặc biệt, em xin chân thành cảm ơn thầy giáo-Thạc sĩ Doãn Văn Kiệt đã tận
tâm chỉ bảo hƣớng dẫn em qua từng buổi học, từng buổi nói chuyện, thảo luận về đề
tài nghiên cứu. Nhờ có những lời hƣớng dẫn, dạy bảo đó mà bài khóa luận tốt nghiệp
của em đƣợc hoàn thành một cách xuất sắc nhất.Một lần nữa em xin gửi lời cảm ơn
chân thành đến thầy.
Cuối cùng, em xin bày tỏ lòng biết ơn sâu sắc tới cô giáo Trƣơng Thị Hoa
cùng tập thể lớp K55 Đại học Sƣ phạm Hóa đã động viên và giúp đỡ em trong suốt
quá trình hoàn thành khóa luận này.
Bài khóa luận đƣợc thực hiện trong khoảng thời gian 5 tháng. Ban đầu em còn
bỡ ngỡ vì vốn kiến thức của em còn hạn. Do vậy, không tránh khỏi những thiếu sót,
em rất mong nhận đƣợc những ý kiến đóng góp của quý Thầy Cô và các bạn cùng lớp
để bài khóa luận của em đƣợc hoàn thiện hơn.
Sơn La, tháng 05 năm 2018
Sinh viên

Tạ Thị Thùy


MỤC LỤC
PHẦN I: PHẦN MỞ ĐẦU .............................................................................................1
I. LÝ DO CHỌN ĐỀ TÀI.................................................................................................1

II. MỤC ĐÍCH, NHIỆM VỤ CỦA ĐỀ TÀI ....................................................................2
II.1. MỤC ĐÍCH ...............................................................................................................2
II.2.NHIỆM VỤ ................................................................................................................2
III. PHẠM VI NGHIÊN CỨU .........................................................................................2
IV. PHƢƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU ..............................................................................2
V. ĐÓNG GÓP CỦA ĐỀ TÀI .........................................................................................2
PHẦN II: NỘI DUNG ...................................................................................................3
CHƢƠNG I: TỔNG QUAN LÝ THUYẾT VỀ PHẢN ỨNG OXI HÓA-KHỬ ......3
1.1 Một số khái niệm ........................................................................................................3
1.1.1 Phản ứng oxi hóa-khử [4, 7] ....................................................................................3
1.1.2 Số oxi hóa [3, 4] .......................................................................................................3
1.1.3 Chất oxi hóa,chất khử, sự khử, sự oxi hóa [3, 4, 7] ................................................6
1.2.1 Đơn chất có thể là chất oxi hóa, có thể là chất khử [3] ...........................................7
1.2.2 Các oxiaxit và các muối của chúng có thể là chất oxi hóa và có thể là chất khử [2, 3] .....8
1.2.3 Ion kim loại tích điện dƣơng có thể là chất oxi hóa, có thể là chất khử [3] ...........9
1.2.4 Chất khử là các nguyên tố tích điện âm [3, 6] ......................................................10
1.2.5 Trƣờng hợp một chất vừa có tính khử vừa có tính oxi hóa [3] .............................10
1.2.6 Trong một số chất, chất oxi hóa và chất khử trong nội phân tử [3]......................11
1.2.7 Trong một số chất, chất oxi hóa và chất khử còn phụ thuộc vào môi trƣờng tiến
hành phản ứng [3, 7] .......................................................................................................11
1.3 Cơ chế phản ứng oxi hóa-khử [4] .............................................................................12
1.3.1 Cơ chế chuyển electron .........................................................................................12
1.3.2 Cơ chế chuyển nguyên tử ......................................................................................13
1.4 Cân bằng phƣơng trình phản ứng oxi hóa-khử ........................................................15
1.4.1 Phƣơng pháp thăng bằng electron [3, 1] ...............................................................15
1.4.2 Phƣơng pháp ion-electron [3, 4, 2] ........................................................................16
1.4.3 Phƣơng pháp đại số [3] ..........................................................................................19
1.5 Các dạng phản ứng oxi hóa-khử phức tạp ................................................................19
1.5.1 Phản ứng oxi hóa-khử có hệ số bằng chữ [3, 6]....................................................19

1.5.2 Phản ứng có từ 3 trƣờng hợp thay đổi số oxi hóa trở lên [1, 3, 6] ........................20
1.5.3 Phản ứng có nguyên tố tăng hay giảm nhiều nấc [2, 3] ........................................21
1.5.4 Phản ứng không xác định rõ môi trƣờng [3, 6, 7] .................................................22
1.6. Thế điện cực, bảng thế điện cực ..............................................................................22
1.6.1. Điện cực, phân loại điện cực [2, 4] ......................................................................22
1.6.2 Năng lƣợng Gip và sức điện động của pin [4, 7] ..................................................24
1.6.3 Phƣơng pháp xác định thế điện cực. Thế điện cực chuẩn. Bảng thế điện cực [4] 25
1.7. Các yếu tố ảnh hƣởng đến thế điện cực ..................................................................31
1.7.1. Phƣơng trình Nernst [4, 7] ....................................................................................31
1.7.2. Ảnh hƣởng của pH đến thế điện cực [4] ..............................................................32
1.7.3. Ảnh hƣởng của sự tạo thành hợp chất ít tan [4] ...................................................32
1.7.4 Ảnh hƣởng của sự tạo phức [4] .............................................................................33
1.7.5 Ảnh hƣởng của nhiều yếu tố [2, 5, 7] ....................................................................33
1.8 Ứng dụng bảng thế điện cực [4] ...............................................................................35
1.8.1 Lực tƣơng đối của chất oxi hóa và chất khử .........................................................35
1.8.2. Dựa vào thế điện cực chuẩn viết phản ứng oxi hóa-khử tự diễn biến .................36
1.8.3 Tính sức điện động của pin Ganvani và biến thiên năng lƣợng Gip ở điều kiện
tiêu chuẩn ........................................................................................................................37
1.8.4 Dựa vào thế điện cực chuẩn dự đoán chiều xảy ra phản ứng (xảy ra trong dung
dịch mà dung môi là nƣớc) .............................................................................................37
1.9 Sự điện phân .............................................................................................................39
1.9.1 Sự điện phân [3, 4].................................................................................................39
1.9.2 Sơ lƣợc về quá thế - Thứ tự phản ứng trong điện phân dung dịch nƣớc [3, 4] ....40
1.9.3 Định luật Faraday trong điện phân [3,4] ...............................................................42
1.10. Phản ứng oxi hóa-khử trong pin và ắc quy [4, 7]..................................................43
1.11 Giản đồ Latimer và một số ứng dụng quan trọng [4] ............................................44
1.12 Phản ứng oxi hóa-khử trong môi trƣờng khô [4, 6, 7] ...........................................47
1.13 Một số ứng dụng của phản ứng oxi hóa-khử trong đời sống [4] ...........................48
CHƢƠNG 2: TỔNG HỢP KẾT QUẢ NGHIÊN CỨU VÀ ĐÓNG GÓP CỦA

KHÓA LUẬN ................................................................................................................50
II.1. Kết quả nghiên cứu của khóa luận ..........................................................................50
2.2. Đóng góp của khóa luận ..........................................................................................51


CHƢƠNG 3: KẾT LUẬN VÀ KHUYẾN NGHỊ ......................................................52
3.1 Kết luận .....................................................................................................................52
3.2 Khuyến nghị ..............................................................................................................52
TÀI LIỆU THAM KHẢO ............................................................................................54


DANH MỤC CÁC BẢNG VÀ CÁC HÌNH
Bảng 2.1.1: Bảng tóm tắt về tính oxi hóa, tính khử của các nguyên tố trong bảng hệ
thống tuần hoàn .................................................................................................................8
Hình 6.3.1: Điện cực hidro tiêu chuẩn ...........................................................................27
Hình 6.3.2: Sơ đồ cách đo thế điện cực của điện cực kẽm ............................................28
Bảng 6.3.1: Thế khử tiêu chuẩn của một số kim loại .....................................................30
Hình 10.2: Sơ đồ cách lắp pin Daniel.............................................................................43


PHẦN I: PHẦN MỞ ĐẦU
I. LÝ DO CHỌN ĐỀ TÀI
Trong những thập kỷ qua, nền giáo dục có những bƣớc phát triển đáng ghi
nhận, góp phần quan trọng vào việc nâng cao dân trí,đào tạo nhân lực cho công cuộc
xây dựng, bảo vệ và đổi mới đất nƣớc.Tiếp tục thực hiện chủ trƣơng đổi mới căn bản,
toàn diện giáo dục và đào tạo (GD &ĐT) mà Nghị quyết Hội nghị Trung ƣơng 9 khóa
XI (NQ 29-NQ/TW) đề ra, Đại hội Đảng lần thứ XII đề ra phƣơng hƣớng: Giáo dục là
quốc sách hàng đầu. Phát triển GD & ĐT nhằm nâng cao dân trí, đào tạo nhân lực và
bồi dƣỡng nhân tài. Chuyển mạnh quá trình giáo dục từ chủ yếu trang bị kiến thức
sang phát triển toàn bộ năng lực và phẩm chất ngƣời học. Phát triển GD & ĐT phải

gắn với nhu cầu phát triển KT-XH, xây dựng và bảo vệ Tổ quốc, với tiến bộ khoa học,
công nghệ; phấn đấu trong những năm tới, tạo chuyển biến căn bản, mạnh mẽ về chất
lƣợng, hiệu quả GD & ĐT; phấn đấu đến năm 2030, nền giáo dục Việt Nam đạt trình
độ tiên tiến trong khu vực.
Để đạt đƣợc những nhiệm vụ và mục tiêu đã đề ra đòi hỏi tính linh hoạt rất cao
ở cả ngƣời dạy lẫn ngƣời học. Linh hoạt ở đây tức phải tự tìm tòi, khám phá, lĩnh hội
tri thức và nâng cao phẩm chất, năng lực. Ở các quốc gia có nền giáo dục phát triển,
phƣơng pháp giúp trẻ tự học đƣợc áp dụng từ khi mới vào lớp 1. Còn ở Việt Nam đã
làm rất tốt việc dạy chữ nhƣng dạy học thì còn phải bàn rất nhiều. Một trong những
nguyên nhân đó phải nói đến chất lƣợng giáo viên, không thể phủ nhận nƣớc ta có rất
nhiều giáo viên, nhƣng có rất ít giáo viên dạy giỏi. Đại bộ phận vẫn dạy theo cách thời
bao cấp. Ngƣời thầy giỏi phải là ngƣời trao cho học sinh chiếc cần và dạy cho cậu ấy
cách câu cá kiến thức chứ không phải trao cho cậu ấy cả con cá. Đúng vậy, phƣơng
pháp giáo dục Việt Nam đã và đang đƣợc cải tiến ở một số bộ phận trƣờng học với
mục tiêu đƣa ngƣời học làm trung tâm, trong đó giáo viên chỉ là ngƣời điều khiển
hƣớng dẫn.Để đạt đƣợc kết quả cao thì sự chuẩn bị của giáo viên và học sinh phải thật
chu đáo,kỹ lƣỡng. Việc điều khiển hiệu quả nhất bên cạnh kỹ năng quản lý tốt,phải đòi
hỏi đến yêu cầu chuyên môn của ngƣời giáo viên và sự linh hoạt tự nghiên cứu làm
chủ kiến thức của học sinh. Muốn vậy ta phải trau dồi kiến thức,siêng năng tìm hiểu
nhiều tài liệu để tìm hiểu nguyên nhân sâu sa, trực tiếp giúp việc thâu tóm và tổng hợp
kiến thức.Chính vì vậy các tài liệu tổng hợp vấn đề là rất cần thiết và quan trọng.
Phản ứng oxi hóa-khử là một trong những quá trình quan trọng nhất của thiên
nhiên. Sự hô hấp, quá trình thực vật thu khí cacbonic giải phóng khí oxi, sự trao đổi
chất và hàng loạt quá trình sinh học đều có cơ sở là phản ứng oxi hóa-khử. Sự đốt cháy
1


nhiên liệu trong các động cơ,các quá trình điện phân, các phản ứng xảy ra trong pin,
ăcquy đều bao gồm sự oxi hóa và sự khử. Hàng loạt quá trình sản xuất nhƣ luyện kim,
chế tạo hóa chất, chất dẻo,dƣợc phẩm, phân bón hóa học…đều không thể thực hiện

đƣợc nếu thiếu phản ứng oxi hóa-khử.
Hơn thế nữa trong các kỳ thi THPT quốc gia, những câu hỏi về phản ứng oxi
hóa-khử thƣờng xuất hiện khá nhiều. Nếu các bạn nắm chắc kiến thức, hiểu sâu về nó
thì bài tập về phản ứng oxi hóa-khử trở nên khá đơn giản, không có gì có thể làm khó
các bạn. Do giới hạn về thời gian, tôi xin chỉ đề cập đến nội dung về phản ứng oxi hóakhử trong hóa học vô cơ. Với các lý do đó tôi chọn nghiên cứu “Tổng hợp lý thuyết về
phản ứng oxi hóa-khử trong hóa học vô cơ” .
II. MỤC ĐÍCH, NHIỆM VỤ CỦA ĐỀ TÀI
II.1. MỤC ĐÍCH
- Tổng hợp các vấn đề chung về phản ứng oxi hóa-khử trong hóa học vô cơ
- Làm tài liệu tham khảo bổ ích cho học sinh, sinh viên khi học phản ứng oxi
hóa-khử.
II.2.NHIỆM VỤ
- Nghiên cứu bằng cách tìm hiểu, so sánh, phân tích và đánh giá các tài liệu
tham khảo để đƣa ra tổng quan nhất về nội dung.
- Tìm hiểu và đọc nhiều bài tập liên quan đến phản ứng oxi hóa khử để đƣa ra
những nội dung dễ hiểu nhất.
III. PHẠM VI NGHIÊN CỨU
Tìm hiểu qua sách ,báo, giáo trình, các tài liệu tham khảo liên quan đến phản
ứng oxi hóa-khử.
IV. PHƢƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU
- Đọc và nghiên cứu tài liệu
- Phân tích, đánh giá kết hợp giải các bài tập, tra bảng.
V. ĐÓNG GÓP CỦA ĐỀ TÀI
Đề tài hoàn thành sẽ là tài lệu tham khảo cho sinh viên khối nghành chuyên hóa
và không chuyên ở các trƣờng chuyên nghiệp; cho giáo viên, học sinh ở một số trƣờng
phổ thông hiểu sâu hơn về phản ứng oxi hóa-khử trong hóa học vô cơ.

2

PHẦN II: NỘI DUNG
CHƢƠNG I: TỔNG QUAN LÝ THUYẾT VỀ PHẢN ỨNG OXI HÓA-KHỬ
1.1 Một số khái niệm
1.1.1 Phản ứng oxi hóa-khử [4, 7]
- Cơ sở hình thành khái niệm: Dựa vào sự thay đổi số oxi hóa của các nguyên
tố trong các chất tham gia phản ứng có thể phân các phản ứng hóa học thành hai loại:
Phản ứng trong đó không có sự thay đổi số oxi hóa của các nguyên tố, ngƣời ta thƣờng
gọi loại phản ứng này là phản ứng trao đổi; Phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxi
hóa của một số nguyên tố, loại phản ứng này đƣợc gọi là phản ứng oxi hóa-khử.
- Khái niệm: Phản ứng oxi hóa-khử là phản ứng hóa học trong đó có sự tăng,
giảm số oxi hóa của một số nguyên tố.
- Phân loại phản ứng oxi hóa - khử
Có thể chia các phản ứng oxi hóa khử thành ba loại:
+ Phản ứng giữa các phân tử: Trong các phản ứng loại này sự chuyển electron
xảy ra giữa các phân tử. Đây là loại phản ứng oxi hóa khử phổ biến nhất.
Ví dụ: 2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
+ Phản ứng tự oxi hóa khử (phản ứng dị li): Trong các phản ứng loại này một
chất phân li thành hai chất khác trong đó một chất ở mức oxi hóa cao hơn và một chất
ở mức oxi hóa thấp hơn.
0

-1

+5

 5K Cl +K Cl O3 +3H 2O
Ví dụ: Cl2 +6KOH 
+3

+5

+2

3H N O2 
 H N O3 +2 N O  +H 2O

+ Phản ứng nội phân tử: Trong các phản ứng loại này sự chuyển electron xảy ra
giữa các nguyên tử của các nguyên tố cùng nằm trong một phân tử.
t
Ví dụ: NH4NO3  N2O + 2H2O
0

t , MnO
 2KCl + 3O2
2KClO3 
0

2

1.1.2 Số oxi hóa [3, 4]
a, Cơ sở hình thành khái niệm
Theo thuyết “điện hóa trị”, trong tất cả các hợp chất hóa học chỉ tồn tại liên kết
ion. Điện hóa trị chỉ có thể có giá trị dƣơng hoặc âm. Từ đó hình thành khái niệm số
oxi hóa

3


Số oxi hóa của một nguyên tố trong hợp chất hữu cơ là điện tích của nguyên tố
đó trong phân tử của hợp chất với giả thiết rằng các liên kết trong phân tử đều là liên

kết ion.
Nhƣ vậy, khái niệm số oxi hóa chỉ mang tính chất hình thức do ngƣời ta đã gán
một cách quy ƣớc cặp electron liên kết của hai nguyên tử đƣợc chuyển hẳn sang
nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện lớn hơn. Khi đó, số oxi hóa có thể là số dƣơng
, số âm hoặc số không.
Kí hiệu: Bằng chữ số Ả rập và viết dấu (+) hoặc (-) trƣớc chữ số.
Cách viết số oxi hóa: số oxi hóa đƣợc viết bằng chữ số thƣờng, dấu đặt phía
trƣớc và đƣợc đặt ở trên kí hiệu nguyên tố.
-3

Ví dụ: N H

3

b, Quy tắc xác định số oxi-hóa
Quy tắc 1: Trong các đơn chất, số oxi hóa của nguyên tố bằng không.
Ví dụ: Số oxi hóa của các nguyên tố Cu, Zn, H, N, O trong đơn chất Cu, Zn, H2,
N2, O2….đều bằng không.
Quy tắc 2:
- Trong ion đơn nguyên tử, số oxi hóa của nguyên tố bằng điện tích của ion đó.
- Trong ion đa nguyên tử, tổng số số oxi hóa của các nguyên tố nhân với số
nguyên tử của cùng một nguyên tố bằng điện tích ion.
Quy tắc 3: Trong một phân tử, tổng số số oxi hóa của các nguyên tố nhân với số
nguyên tử của từng nguyên tố bằng không.
Quy tắc 4: Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hóa của hidro bằng +1, trừ một
số trƣờng hợp nhƣ hidrua kim loại (NaH,CaH2…). Số oxi hóa của oxi bằng -2, trừ
trƣờng hợp OF2, peoxit ( chẳng hạn H2O2)…
*) Chú ý:
Đối với các tiểu phân có chứa nhiều nguyên tử của cùng một nguyên tố nhƣng ở
trạng thái oxi hóa khác nhau. Vì vậy, không xác định đƣợc số oxi hóa theo nguyên tắc

trên mà phải dựa vào công thức cấu tạo của tiểu phân.
Ví dụ 1: Xác định số oxi hóa của nguyên tố S trong axit thiosunfuric H2S2O3.
Cùng một công thức cấu tạo phân tử nhƣng có 2 công thức:
a) Nguyên tử S trung tâm có số oxi hóa +4
Nguyên tử S còn lại có số oxi hóa 0
4


H

-1

-2

O

O
+4

S
-1

H

0

O

S

H2S2O3
b) Nguyên tử S trung tâm có số oxi hóa +5
Nguyên tử S còn lại có số oxi hóa -1
H

-1
O

-2
O
+5
S

H

-1
S

-2
O

H2 S 2 O3

Ví dụ 2: Xác định số oxi hóa của O trong hợp chất FClO4
-2

O

Cl
-2

Công thức

F

O
0

2

O

O

+) Một nguyên tử O vừa liên kết với F có độ âm điện lớn hơn lại vừa liên kết
với nguyên tử Cl có độ âm điện nhỏ hơn nên số oxi hóa của O bằng 0
+) Ba nguyên tử oxi còn lại có số oxi hóa bằng -2
*) Lƣu ý: - Số oxi hóa là một đại số nên dấu + hay – trƣớc trị số và đƣợc ghi
phía trên ký hiệu nguyên tố, khác với điện tích ion.
số oxi hóa
Ví dụ:

+2

Ca 2

ion Ca

Điện tích ion

- Phân biệt số oxi hóa trung bình với tổng số số oxi hóa (ghi trong ngoặc đơn
hoặc móc đơn)
Ví dụ:

+8/3

Fe 3 O4

+8

và

( Fe3 )O4

- Hóa trị và số oxi hóa là hai đại lƣợng khác nhau tuy có khi lại trùng nhau (Hóa
trị là số liên kết của nguyên tử trong phân tử)
Ví dụ:
5


Công thức phân tử

CaC2

FeS2

(Canxi cacbua)

(Pirit sắt)

Công thức cấu tạo

C

S

Ca

Fe

C

S

Nguyên tử

Ca

C

Fe

S

Hóa trị

2

4

2

2

Số oxi hóa

+2

-1

+2

-1

c, Ý nhĩa của khái niệm số oxi hóa
- Đƣợc dùng làm cơ sở để viết định nghĩa phản ứng oxi hóa-khử và để viết
phƣơng trình phản ứng oxi hóa-khử theo phƣơng pháp cân bằng số oxi hóa và phƣơng
pháp ion-electron.
- Thích hợp cho việc phân loại các chất
Ví dụ: Các chất: HPO3, H3PO4, H4P2O7 có công thức phân tử khác nhau nhƣng
đều có điểm chung là nguyên tố P trong hợp chất có số oxi hóa +5 nên đƣợc xếp cùng
một loại. HPO2, H3PO3, H4P2O5 đƣợc xếp cùng một loại do số oxi hóa của P bằng +3.
H3PO2 đƣợc xếp vào một loại do số oxi hóa của P là +1
1.1.3 Chất oxi hóa,chất khử, sự khử, sự oxi hóa [3, 4, 7]
 Chất khử ( chất bị oxi hóa) là chất nhƣờng electron( tăng số oxi hóa)
 Chất oxi hóa( chất bị khử) là chất nhận electron( giảm số oxi hóa)
 Sự khử (quá trình khử) một chất là làm cho chất đó nhận electron hay làm giảm số
oxi hóa của chất đó.
 Sự oxi hóa (quá trình oxi hóa) một chất là làm cho chất đó nhƣờng electron hay
làm tăng số oxi hóa của chất đó.

Trong mỗi phản ứng, quá trình oxi hóa và quá trình khử đƣợc gọi là hai nửa
phản ứng. Cộng đại số hai nửa phản ứng ta đƣợc phản ứng oxi hóa-khử hoàn chỉnh
Xét một số ví dụ:

6


0

0

+3 -1

2 Fe +3Cl2  2 FeCl3

Ví dụ 1:
0

+3

Quá trình oxi hóa là: Fe -3e  Fe : số oxi hóa tăng
(Sự oxi hóa)
-1

0

Quá trình khử là: Cl2 +2e  2Cl

: số oxi hóa giảm

(Sự khử)
Phản ứng tổng cộng:

2Fe +

3Cl2 → 2Fe3+ +

6Cl-

Trong phản ứng, Fe tăng số oxi hóa, đƣợc gọi là chất khử, Cl2 giảm số oxi hóa,
đƣợc gọi là chất oxi hóa
Ví dụ 2:

+7

-1 -

+1

+2

0

2 Mn O4 +10Cl +16 H +  2 Mn 2+ +5Cl 2 +8H 2O
-1

0

+

2+

10Cl- -10e  5Cl 2

Quá trình oxi hóa:

Số oxi hóa tăng

( Sự oxi hóa)
Quá trình khử:

+7

2 Mn O4- +8H +5e  2 Mn 2+ +4H 2O Số oxi hóa giảm

(Sự khử)
Trong phản ứng, Cl- tăng số oxi hóa, đƣợc gọi là chất khử; ở MnO4có chứa Mn giảm số oxi hóa nên đƣợc gọi là chất oxi hóa.
*) Ghi chú
- Ở quá trình khử, chất oxi hóa bị khử chuyển thành chất khử
- Ở quá trình oxi hóa, chất khử bị oxi hóa chuyển thành chất oxi hóa
- Chất khử và chất oxi hóa cùng một quá trình hợp thành cặp oxi hóa-khử
- Trong một phản ứng oxi hóa-khử có ít nhất 2 cặp oxi hóa-khử.
1.2 Nhận biết chất oxi hóa và chất khử
1.2.1 Đơn chất có thể là chất oxi hóa, có thể là chất khử [3]
a, Chất oxi hóa có thể là đơn chất,mà nguyên tử trung hòa của nó nhận electron
thành ion điện tích âm, có cấu trúc electron của khí trơ gần nhất. Các nguyên tử trung
hòa của những nguyên tố có lớp điện tử ngoài cùng 7(s 2p5); 6(s2p4); 5(s2p4); 4(s2p2)
electron. Chất oxi hóa mạnh nhất là các halogen và oxi ở dạng nguyên tử
Trong phân nhóm chính IV, V, VI và VII tính oxi hóa giảm theo sự tăng bán
kính nguyên tử.

7


b, Chất khử điển hình là những nguyên tố 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, d
và f.
Chất khử mạnh là những nguyên tố có thế ion hóa bé, trong đó gồm các nguyên
tử của những nguyên tố ở hai phân nhóm chính kim loại kiềm và kiềm 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 nhƣ trong phân nhóm chính nhóm I của hệ
thống tuần hoàn các nguyên tố của Đ.I.Menddeleeep, chất khử yếu là Li, chất khử
mạnh là Fr.
Phi kim cũng thể hiện tính khử nhƣ hidro, cacbon (thuộc về các nguyên tố s và p)
Ta có thể tóm tắt theo bảng sau:
Bảng 2.1: Bảng tóm tắt về tính oxi hóa, tính khử của các nguyên tố trong bảng hệ
thống tuần hoàn
IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

Tính oxi hóa tăng
(Tính phi kim tăng)

2

OXI HÓA
MẠNH

5
KHỬ
MẠNH

Tính khử tăng

Tính oxi hóa tăng

4

Tính khử tăng

3

( Tính kim loại tăng)

6

1.2.2 Các oxiaxit và các muối của chúng có thể là chất oxi hóa và có thể là chất khử
[2, 3]
a, Chất oxi hóa là các oxiaxit có số oxi hóa cao nhất và các muối của chúng.

Trong thành phần của chất oxi hóa thƣờng có các nguyên tử của các nguyên tố ở mức
oxi hóa cao.
8


Ví dụ:

+7

+6

+6

+5

+5

+5

K M nO4 ,K 2 CrO7 , H 2 S O4 ,H N O3 ,H ClO3 ,H BrO3

Axit nitric (khi tác dụng với tƣ cách là chất oxi hóa) phụ thuộc vào nồng độ và
hoạt độ của chất khử có thể cho NO2, NO, N2, NH4NO3.
Các hợp chất halogen chứa oxi có thể biểu diễn tính oxi hóa nhƣ sau:
Gia tăng tính oxi hóa
+1

+3

H ClO

+5

H ClO 2

+7

H ClO3

H ClO 4

_

HBrO

_

HBrO3

HIO

_

HIO3

HIO4, H5IO6

Gia tăng tính axit
Trong dãy HClO- HBrO- HIO tính oxi hóa và độ bền giảm dần
b, Chất khử là các oxiaxit có số oxi hóa 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 trong một số
các trạng thái oxi hóa thấp của nó. Khi tƣơng tác với các chất oxi hóa các nguyên tử
này nhƣờng electron, tạo thành các hợp chất ứng với trạng thái oxi hóa dƣơng ( có thể
là số oxi hóa dƣơng cực đại) của nguyên tố này.
Ví dụ:
+4

6

0

-1

H 2 SO3 + Br +H 2O  H 2 S O4 +2H Br

SO32- +H2O – 2e → SO42- + 2H+
+3

+4

+6

+5

+2

H N O2 + PbO2 +H 2 S O4  H N O3 + PbSO4 +H 2O

1.2.3 Ion kim loại tích điện dƣơng có thể là chất oxi hóa, có thể là chất khử [3]
a, Chất oxi hóa là các ion kim loại điện tích dƣơng ở số oxi hóa cao nhất.

Các ion kim loại điện tích dƣơng đều thể hiện ở mức độ nào đấy tính oxi hóa.
Trong số chúng, chất oxi hóa mạnh hơn là các ion tích điện dƣơng ở số oxi hóa cao.
Ví dụ: Fe3+, Cu2+ , Hg2+…
Cần lƣu ý rằng kim loại, khi đóng vai trò chất khử, càng hoạt động mạnh thì ở
trạng thái ion đóng vai trò chất oxi hóa càng yếu. Ngƣợc lại, kim loại càng kém hoạt
động khi ở trạng thái ion nó là chất oxi hóa càng mạnh.

9


b, Chất khử là các ion dƣơng kim loại có số oxi hóa thấp, nếu chúng còn có thể
có những trạng thái với số oxi hóa cao hơn
Ví dụ:

+2

+3

+

+2

+2

+3

Fe  Fe +1e
Cu  Cu +1e
Cr  Cr +1e

Trong ví dụ trên Fe2+, Cu+, Cr2+ đều là các chất khử vì chúng có số oxi hóa
trung gian
1.2.4 Chất khử là các nguyên tố tích điện âm [3, 6]
Các phi kim, nếu là chất oxi hóa yếu, khi ở trạng thái ion âm nó là chất khử
mạnh.
Khả năng khử của các ion tích điện âm có điện tích nhƣ nhau tăng lên theo sự
tăng của bán kính nguyên tử.
Ví dụ: Trong nhóm halogen, khả năng khử của ion I- > Br- > Cl- > F-. Tính khử của Frất yếu.
Ngoài ra tính khử của một số ion nguyên tố tích điện âm còn phụ thuộc vào đặc
tính của môi trƣờng.
Ví dụ: 2Cl- -2e → Cl2
Nhƣng trong môi trƣờng OH- tạo hợp chất chứa oxi
Cl- + 6OH- -6e → ClO3- +3H2O
Tính khử rõ rệt của H2S thể hiện chủ yếu trong các môi trƣờng axit, trung tính:
H2S -2e → S + 2H+
H 2S +4H2O -8e → SO42- +10H+
1.2.5 Trƣờng hợp một chất vừa có tính khử vừa có tính oxi hóa [3]
Khi một nguyên tố có trong một hợp chất hoặc đơn chất có số oxi hóa trung
gian thì có cả hai tính chất vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử.
Ví dụ 1: Xét sự thay đổi số oxi hóa của nguyên tử N trong phân tử KNO 2
+3

+5

+5

-1

3K N O2 +H ClO3  3K N O3 +H Cl

(1)

N tăng số oxi hóa từ +3 lên +5 , KNO 3 là chất khử
+3

-1

0

+2

2K N O2 +2K I +2H 2SO4  I 2 +2 N O+2KSO4 +2H 2O

(2)

N giảm số oxi hóa thừ +3 xuống +2 , KNO3 là chất oxi hóa
10


Ví dụ 2: Xét sự thay đổi số oxi hóa của nguyên tử S và cho biết vai trò của chúng trong
0

0

+2

-2

Fe+S  F eS

các phản ứng

0

0

(1)

+4 -2

S+ O2  S O2
0

(2)

-2

S +2e  S

S có số tính oxi hóa:

0

+4

S  S +4e

S có tính khử:

Ví dụ 3: Xét sự thay đổi số oxi hóa của các nguyên tố trong phản ứng sau:

0

-1

+1

Cl2 +2NaOH  Na Cl+Na ClO+H 2O
0

+1

1

0

Cl-1e  Cl

Cl+1e  Cl

Clo vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử
Trong phản ứng này Cl vừa là chất khử, vừa là chất oxi hóa
1.2.6 Trong một số chất, chất oxi hóa và chất khử trong nội phân tử [3]
Ví dụ:Xét sự thay đổi số oxi hóa của các nguyên tố trong phản ứng dƣới đây:
+5

-2

-1

0

K Cl O3  K Cl+O2

Ta có:
+5

-1

Cl  Cl +6e
-2

0

2O  O2 +4e

Nhƣ vậy, KClO3 vừa là chất khử, vừa là chất oxi hóa
1.2.7 Trong một số chất, chất oxi hóa và chất khử còn phụ thuộc vào môi trƣờng
tiến hành phản ứng [3, 7]
a, Kali pemanganat; KMnO4
Môi trƣờng tiến hành phản ứng
Môi trƣờng axit ( H2SO4)
Môi trƣờng trung tính hoặc bazo
+7

K M nO4

Sản phẩm sau phản ứng
+2

Mn SO4 , (K2SO4)

+4

Mn O2 (đen) , (KOH)

loãng
Môi trƣờng kiềm mạnh

+6

K 2 Mn O4

11


b. Kali đicromat: K2Cr2O7
Môi trƣờng tiến hành phản ứng

Sản phẩm sau phản ứng

Môi trƣờng axit (H2SO4)

Cr2 ( SO4 )3 , ( K2SO4)

6

K 2 Cr2 O7

3

1.3 Cơ chế phản ứng oxi hóa-khử [4]

Nếu dạng oxi hóa 1 của cặp (OX/Kh)1oxi hóa dạng khử 2 của cặp (OX/KH)2.
NGƣời ta viết phƣơng trình phản ứng oxi hóa-khử dạng tổng quát:
n1OX1 + n2Kh2

n1Kh1 + n2OX2

Ngƣời ta chứng tỏ rằng: trong phản ứng oxi hóa-khử, sự thay đổi số oxi hóa các
nguyên tố xảy ra do sự chuyển electron hoặc do sự chuyển các nguyên tử từ tiểu phân
này đến tiểu phân khác
Có hai cơ chế: - Phản ứng oxi hóa-khử theo cơ chế chuyển electron
- Phản ứng oxi hóa khử theo cơ chế chuyển nguyên tử
1.3.1 Cơ chế chuyển electron
Để biết rõ hơn về cơ chế ta xét một vài ví dụ để nhận thấy sự thay đổi số oxi
hóa các nguyên tố xảy ra do sự chuyển các electron từ tiểu phân này đến tiểu phân
khác.
Ví dụ 1: CuSO4(aq) + Zn(r) → Cu(r) + ZnSO4(aq)
Phản ứng trên, các nguyên tử Zn đã chuyển electron sang ion Cu 2+
2e
Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+
Cu giảm số oxi hóa , còn Zn tăng số oxi hóa
-2e
Zn0 
 Zn2+

+2

0

+2e
C u 2+ 

Cu

Ví dụ 2 :

0

0

+1

-1

2 N a+Cl 2  2 N a Cl

Ở đây ta phải coi công thức tỉ lƣợng NaCl là một đơn vị cấu tạo mà từ đó tạo
thành hợp chất tinh thể natri clorua.
Theo sơ đồ trên ta thấy các nguyên tử Na chuyển electron sang cho Cl2-. Do
vậy, Na tăng số oxi hóa, còn Cl2 giảm số oxi hóa
0

+1

0

N a-1e  N a +

-1

Cl+1e  2Cl-

12


1.3.2 Cơ chế chuyển nguyên tử
- Đa số phản ứng oxi hóa-khử (trong đó có phản ứng oxi hóa khử của hàng chục
triệu hợp chất hữu cơ) xảy ra theo cơ chế chuyển nguyên tử
- Để chứng minh cho sự thay đổi số oxi hóa của các nguyên tố xảy ra do sự
chuyển nguyên tử từ tiểu phân này sang tiểu phân khác ta xét ví dụ sau:
Ví dụ 1: Phản ứng oxi hóa với axit hipoclorơ ( HClO)
NO2-(aq) + HClO(aq) → NO3-(aq) + HCl(aq)
Bản chất là do NO2- hút nguyên tử O trong ClO- để tạo NO3Giải thích: Nguyên tử N và Cl đều có chung điện tích +3. Mặt khác, rN < rCl dẫn
đến mật độ dƣơng tập trung trong gốc quanh N lớn hơn quanh Cl. Do vậy khả năng hút
nguyên tử O trong ClO- lại phía NO2- sẽ dễ dàng hơn hút nguyên tử O trong NO-2 lại
phía ClO-. Ta nói, ClO- đã chuyển nguyên tử O cho NO2- để tạo NO3Thật vậy, thực nghiệm đã chứng minh: khi dùng NO2- không chứa oxi nặng
(18O), còn HClO chứa 18O, sau khi phản ứng ion NO3- thu đƣợc có chứa 18O.
Cơ chế đƣợc mô tả nhƣ sau:
O
NO2- + H 18OCl →

- O
N…18O Cl →

O

H

N

O

18

O

O…Cl →

H

N

18

O + HCl

O

Hay NO2 + H18OCl → H+ + Cl- + NO218OMô tả:
- Đầu tiên N tích điện dƣơng ở trong NO2- lại gần nguyên tử

18

O tích điện âm

của H18OCl tạo thành trạng thái chuyển tiếp thứ nhất. Sau đó liên kết N và 18O đƣợc
hình thành
- Trạng thái chuyển tiếp thứ hai, liên kết 18O và Cl bị yếu đi. Cuối cùng liên kết
O-Cl bị phân cắt, Cl- tách ra cùng H+
Nguyên tử

18

O của HOCl đã chuyển sang ion NO2- làm cho số oxi hóa của N

tăng lên 2 đơn vị và hình thành NO3-; Số oxi hóa của Cl giảm xuống 2 đơn vị
+3

+5

N -2e  N

+1

-1

Cl +2e  Cl

Bản chất: sự oxi hóa không liên quan đến sự mất electron do electron chuyển từ
chất khử sang chất oxi hóa mà chỉ là do kết quả của sự chuyển nguyên tử O từ phân tử
HOCl đến ion NO2-

13


*) Cũng là tác dụng với HOCl nhƣng khi tác dụng với SO3- ( oxi hóa sunfit
bằng HClO) thì lại xảy ra theo cơ chế chuyển nguyên tử Cl
HOCl + SO32- → HO- + ClSO3ClSO3- + H2O → SO42- + Cl- + 2H+
Sản phẩm trung gian của phản ứng.
Ví dụ 2: Phản ứng oxi hóa-khử với các oxoanion (gốc chứa oxi) nhƣ NO2- , SO42- ,
OCl- , BrO3-…
- Cơ chế không dừng lại ở việc chuyển một nguyên tử mà là sự chuyển của một

vài nguyên tử oxi liên kết với oxoanion từ nguyên tử này tới nguyên tử khác
- Do nguyên tử O trong oxoanion liên kết rất mật thiết với nguyên tử trung tâm
nên phản ứng trực tiếp là rất khó, chính vì thế cần thêm sự có mặt của xúc tác (Ví dụ
nhƣ có mặt của xúc tác H+…)
Ví dụ: Đối với phản ứng: NO2- + OCl- → NO3- + Cl- phản ứng này rất khó diễn ra khi cho
tác dụng trục tiếp
Nhƣng khi có mặt xúc tác H+ : ClO3- + 6X- + 6H+ → Cl- +3X2 + H2O rất dễ
xảy ra
- Ở đây ta chỉ đề cập tới tốc độ phản ứng của phản ứng oxi hóa-khử
oxoanion
+ Tốc độ phản ứng thay đổi mạnh theo số oxi hóa của nguyên tử trung tâm
trong oxoanion; số oxi hóa của nguyên tử trung tâm càng thấp thì tốc độ phản ứng
càng cao
Ví dụ: Trong dãy chất sau: Tốc độ phản ứng đƣợc sắp xếp theo chiều tăng các
oxoanion của clo
+7

Cl O 4 - <

+5

+3

1

Cl O3- < Cl O 2 - < Cl O 

Tốc độ phản ứng tăng theo trật tự
+7

+6

+5

+4

Cl O 4 - < S O 4 2- < H P O4 2- < H 2 Si O4 2-

+ Bán kính nguyên tử trung tâm càng lớn thì tốc độ phản ứng càng cao
Ví dụ: ClO3- < BrO3- < IO3-

14


1.4 Cân bằng phƣơng trình phản ứng oxi hóa-khử
Có rất nhiều phƣơng pháp để cân bằng phƣơng trình oxi hóa-khử. Ở đây chỉ đề
cập tới 3 phƣơng pháp thông dụng sau:
- Phƣơng pháp thăng bằng electron
- Phƣơng pháp ion-electron
- Phƣơng pháp đại số
1.4.1 Phƣơng pháp thăng bằng electron [3, 1]
- Nguyên tắc: ∑e nhƣờng = ∑e nhận
- Các bƣớc thực hiện:
1. Viết phƣơng trình phản ứng xảy ra với đầy đủ các chất, sản phẩm
2. Tính số oxi hóa của nguyên tố có số oxi hóa thay đổi. Nhận diện chất oxi
hóa, chất khử.
3. Viết các phƣơng trình phản ứng (chỉ cần viết nguyên tử của nguyên tố có số
oxi hóa thay đổi,với số oxi hóa viết bên trên). Thêm hệ số thích hợp để số nguyên tử
nguyên tố có số oxi hóa ở hai bên bằng nhau
4. Đƣa hệ số vừa tìm đƣợc lên phƣơng trình

Cuối cùng cân bằng các nguyên tố còn lại (nếu có) nhƣ phản ứng trao đổi
Ví dụ:Xét phƣơng trình sau:
+7

+2

+2

+3

K Mn O4 + FeSO4 +H 2SO4  MnSO4 + Fe2 (SO)3 +K 2SO4 +H 2O

↓

↓

Chất oxi hóa Chất khử
Quá trình phản ứng:

+ Quá trình khử:

+7

+2

Mn +5e  Mn

2x
+2

+3

+ Quá trình oxi hóa: 5x 2Fe +2e  2Fe
+7

+2

+2

+3

2 Mn +10 Fe  2 Mn +10 Fe

Điền hệ số vừa tìm đƣợc vào phản ứng ta đƣợc:
2KMnO4 + 10FeSO4 + H2SO4 → 2MnSO4 +5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
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 (chƣa kể H và O):
15


2KMnO4 + 10FeSO4+ 8H2SO4→ 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3+ K2SO4+ H2O
Sau đó cân bằng các nguyên tử hidro, ta xác định đƣợc số phân tử nƣớc là 8:
2KMnO4+ 10FeSO4 + 8H2SO4→ 2MnSO4 +5Fe2(SO4)3 +K2SO4 +8H2O
Cuối cùng để kiểm tra hệ số đã chọn, ta cân bằng số nguyên tử oxi.
Nhận xét: ta thấy theo phƣơng pháp thăng bằng electron thì Mn7+ sẽ mất đi 5e
để trở thành Mn2+. Điều này không phù hợp với cơ chế thực của phản ứng theo cơ chế
chuyển nguyên tử O chứ không theo cơ chế chuyển electron. Do vậy, phƣơng pháp
tiếp theo sẽ khắc phục nhƣợc điểm này, mặc dù kết quả hai phƣơng pháp này đều nhƣ
nhau
1.4.2 Phƣơng pháp ion-electron [3, 4, 2]

- Cơ sở: Dựa trên việc lập phƣơng trình riêng của các quá trình khử và oxi hóa,
sau đó cộng chúng lại ta đƣợc phƣơng trình oxi hóa-khử.
- Quy tắc:
1. Viết các chất điện li mạnh dƣới dạng ion
2. Các chất không điện li, điện li yếu, các chất khí hoặc chất kết tủa dƣới dạng
phân tử
3. Các ion không thay đổi trong quá trình phản ứng không đƣợc dựa vào sơ đồ
ion
- Các bƣớc thực hiện:
1. Tách ion , xác định các nguyên tố có số oxi hóa thay đổi và viết các nửa phản
ứng oxi hóa và khử
2. Cân bằng các phƣơng trình ở các nửa phản ứng
+ Cân bằng số nguyên tử của mỗi nguyên tố ở 2 vế của nửa phản ứng
- Thêm H+ hay OH- Thêm H2O đẻ cân bằng số nguyên tử hidro
- Kiểm soát số nguyên tử oxi ở hai vế (phải bằng nhau)
+ cân bằng điện tích, thêm electron vào mỗi nửa phản ứng dể cân bằng điện tích
ở hai vế
3. Cân bằng electron, nhân hệ số thích hợp sao cho
∑e nhƣờng = ∑e nhận
4. Cộng các nửa phản ứng ta đƣợc phƣơng trình ion thu gọn

16


5. Để chuyển phƣơng trình dạng ion thu gọn thành phƣơng trình ion đầy đủ và
phƣơng trình phân tử cần cộng vào hai vế những lƣợng nhƣ nhau các cation hoặc
anion dể bù trừ điện tích.
- Xét Ví dụ cụ thể: Cân bằng phƣơng trình phản ứng:
Al + HNO3 → Al(NO3)3 + N2O + H2O
+ Bƣớc 1: Tách ion, xác định các nguyên tố có số oxi hóa thay đổi và viết các

nử phản ứng oxi hóa khử.
Al + H+ + NO3- → Al3+ + 3NO3- + N2O + H2O
0

+3

Al  Al
+5

+1

N O3-  N 2 O

+ Bƣớc 2: Cân bằng phƣơng trình các nửa phản ứng:
- Cân bằng số nguyên tử của mỗi nguyên tố ở hai vế của nửa phản ứng
Al → Al3+
2NO3- + 10H+ → N2O + 5H2O
- Cân bằng điện tích
Al -3e → Al3+
2NO3- + 10H+ +8e → N2O + 5H2O
+ Bƣớc 3,4: Cân bằng electron, cộng các nửa phản ứng lại
8 x Al -3e → Al3+
3x

2NO3- + 10H+ +8e → N2O + 5H2O

8Al + 6NO3- +30H+ → 8Al3+ + 3N2O + 15H2O
+ Bƣớc 5: Để chuyển phƣơng trình dạng ion thu gọn thành phƣơng trình ion
đầy đủ và phƣơng trình phân tử cần cộng vào hai vế những lƣợng nhƣ nhau các cation
hoặc anion để bù trừ điện tích

Phƣơng trình trên ta phải công vào cả hai vế với 24NO3Ta có:
8Al + 30NO3- + 30H+ → 8Al3+ + 24NO3- + 3N2O + 15H2O
8Al + 30HNO3 → 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O
ứng oxi hóa-khử, thƣờng có sự tham gia của môi trƣờng, tùy thuộc vào môi
trƣờng, khả năng phản ứng của một chất có thể thay đổi
a, Phản ứng có axit tham gia
17


Vế nào thừa oxi thì thêm H+ tạo ra H2O hay vế nào thiếu oxi thì thêm H2O tạo ra H+
Ví dụ: Xét và cân bằng phƣơng trình sau
KMnO4 +KNO2 + H2SO4 → MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O
Phản ứng oxi hóa: NO2- → NO3MnO4- → Mn2+

Phản ứng khử:
5 x

NO2- + H2O -2e → NO3- + 2H+

2 x

MnO4- + 8H+ +5e → Mn2+ + 4H2O

2MnO4- + 16H+ +5NO2- + 5H2O → 2Mn2+ + 5NO3- +10H+ + 8H2O
2MnO4- + 6H+ +5NO2- → 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O
2KMnO4 + 5KNO2 +3H2SO4 → 2MnSO4 + 5KNO3 +K2SO4 + 3H2O
b, Phản ứng có kiềm tham gia
Vế nào thiếu oxi thì thêm OH- Để tạo ra nƣớc, thừa oxi thì thêm H2O để tạo ra OHVí dụ: Cân bằng phƣơng trình sau
NaCrO2 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O
Phản ứng oxi hóa: Br2 +2e → 2BrPhản ứng khử:

CrO2- -3e → CrO4-

3x

Br2 +2e → 2Br-

2x

CrO2- + 4OH- -3e → CrO4- +2H2O

2CrO4- + 8OH- +3Br2 → 2CrO4- +6Br- + 4H2O
2NaCrO4 + 8NaOH +3Br2 → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O
c, Phản ứng khi có nƣớc 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: Xét và cân bằng phƣơng trình sau
KMnO4 + K2SO3 + H2O → MnO2 + K2SO4 + KOH
Phản ứng khử:

MnO4- +3e → MnO2

Phản ứng oxi hóa: SO32- -2e → SO422x

MnO4- + 2H2O +3e → MnO2 + 4OH-

3x

SO32- + 2OH- -2e → SO42- + H2O

18