PHẢN ỨNG OXY hóa KHỬ (hóa vô cơ) (chữ biến dạng do slide dùng font VNI times, tải về xem bình thường)

Hóa vơ cơ

PHẢN ỨNG
OXY HĨA – KHỬ


PHẢN ỨNG OXY HÓA – KHỬ
I.

MỘT SỐ KHÁI NIỆM VỀ PHẢN ỨNG OXY HÓA – KHỬ

II.

CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN TÍNH OXY HĨA, KH
Ử CỦA CÁC CHẤT

III.

ĐÁNH GIÁ KHẢ NĂNG THAM GIA PHẢN ỨNG OXY H
ÓA – KHỬ CỦA CÁC CHẤT

IV.

SỰ ỔN ĐỊNH CỦA CÁC CHẤT OXY HÓA VÀ KHỬ
TRONG MÔI TRƯỜNG NƯỚC


I. MỘT SỐ KHÁI NIỆM CƠ
BẢN
1.

Định nghĩa phản ứng oxy hóa – khử

2.

Cặp oxi hóa - khử liên hợp
a.

Định nghĩa

b.

Sự tương đồng giữa phản ứng oxy hóa - khử
và phản ứng axit – baz

3.

Cân bằng phản ứng oxy hóa – khử

4.

P.ứng OXH – K và quá trình điện cực
a.

Phản ứng điện hóa

b.

Phản ứng điện cực và phương trình Nernts

PHẢN ỨNG OXY
HÓA - KHỬ
•

Định 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.


a. Định nghĩa
•

•

Chất oxy hóa - nhận e. Chất khử - cho e
+ne
aOXH1 + bKh2 ⇌ cKh1 + dOXH2
(1)
-ne
Quá trình khử:
aOXH1 + ne ⇌ cKh1
Q trình oxy hóa:

•

•

bKh2 – ne ⇌ dOXH2

Các chất oxy hóa và khử trong mỗi bán
phản ứng tạo thành một cặp OXH - K
liên hợp.
[ Kh1 ]c [OXH 2 ] d
K cb =
a
b
]
[
Kh
]
Phản ứng (1) [OXH
có hằng
1
2 số cân bằng:


b. Sự tương đồng giữa phản
ứng oxy hóa - khử và phản ứng
axit
–
baz
•

•

Phản ứng axit – baz:
- nH+

aAx1 + bBaz2 ⇌ cBaz1 + dAx2 K , K
a
b
+ nH+
Phản ứng oxy hóa - khử:
+ne
0
ϕ
aOXH1 + bKh2 ⇌ cKh1 + dOXH2 OXH / Kh
-ne


a. Phản ứng điện hóa
•
•
•
•

Pư OXH – K: Chất khử - e trực tiếp cho chất
OXH.
Pư điện hóa: các chất OXH và khử trao đổi
electron với các điện cực tương ứng.
1 pư OXH – K ⇌ 1 quá trình điện cực
Pư OXH – K thuận ⇌ qt trong ngtố Ganv:
quá trình tự diễn ra,
 hóa năng → điện năng.
 E = φ + - φ- .


•

Pư OXH – K nghịch ⇌ qt trong bình điện
phân:
qt cưỡng bức
 điện năng → hóa năng.
 Engoai > - EGanv.



b. Phản ứng điện cực và pt
• Phương trình Nernst:
Nernst
RT OXH
ϕ =ϕ +
ln
nF
Kh
0

0.059 OXH
ϕ =ϕ +
lg
n
Kh
0

•

Quy ước về dấu của φ (theo châu Mỹ): nói
lên KN xảy ra của qt điện cực. ∆G = - nF φ

•

Phản ứng được xét là phản ứng khử.

•

Nếu qt khử xảy ra trên điện cực: φ > 0.
Nếu qt khử không xảy ra trên điện cực): φ
< 0.

•

Ví dụ: Zn2+ + 2e → Zn
Cu2+ + 2e → Cu

•

φ0 = -0.763V

φ0 = +0.337V

φ↑: tính OXH ↑; tính 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 định 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 dụ:
Al + CuSO4 → Al2(SO4)3 + Cu
Al -3e → Al+3
X2
Cu+2 + 2e → Cu X3
• _______________________
∀ →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 dụ:

KMnO4 + KNO2 + H 2 SO4 → MnSO4 + KNO3 + K 2 SO4 + H 2O
MnO−4 + 5e → Mn+2
NO−2 − 2e → NO3−
MnO4− + 5e + 8 H + → Mn +2 + 4 H 2O

NO2− − 2e + H 2O → NO3− + 2 H +

2
X5
X

2MnO−4 + 5NO2 + 6H + = 2Mn+ + 5NO3− + 3H 2 O
⇒ 2KMnO4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO4 = 2MnSO4 + 5KNO 3 + K 2 SO4 + 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 dụ:

KClO 3 + CrCl3 + KOH → K 2 CrO4 + KCl − + H 2 O
ClO3− + 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 + 2CrCl3 + 10KOH = 7KCl + 2K 2 CrO4 + 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 dụ:

KMnO4 + KNO 2 + H 2 O → MnO2 + KNO 3 + KOH
−
4

MnO + 3e + 2H 2 O = MnO2 + 4OH

NO−2 − 2e + H 2 O = NO3− + 2H +

−

X

2
X

2 MnO4− + 3NO2− + 7 H 2O = 2MnO2 + 3 NO3− + 8OH
3 − + 6H +
−
4

−
2

−
3

2MnO + 3NO + H 2 O = 2MnO2 + 3NO + 2OH

−

⇒ 2KMnO4 + 3KNO 2 + H 2 O = 2MnO2 + 3KNO 3 + 2KOH


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

Sử dụng các hàm nhiệt động hóa học

2.

Thế khử và phương trình Nernst

3.

Giản đồ Latimer

4.

Giản đồ Frost


II. 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 tư û.
Thể hiện qua cấu tạo bảng hệ
thống tuần hoàn
2- Độ bền vững của chất.
3Môi trường tiến hành phản ứng.


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

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 khơng (0)
•

Kim loại mạnh và phi kim mạnh có mức
oxi hóa 0 kém bền

•

Kim loại càng yếu, phi kim càng yếu:
mức oxi hóa 0 càng bền.

•

Các ngun tố lưỡng tính đều có mức
oxi hóa 0 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 dụ: Na(IA) có số oxy hóa bền +1;
Ca(IIA) có số oxy hóa bền +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 nguyên tố họ p
•

Quy tắc chẵn lẻ của Mendeleev.

•

Các mức oxi hóa có cấu hình bão hịa
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
Nguyên
tố phân nhóm
Mendeleev.

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 vaø +8.