HÓA HỌCCÂN BẰNG OXI HÓA KHỬ

Kiến thức hóa học giúp cân bằng oxi hóa khử, tài liệu tham khảo giúp ích cho giáo viên và học sinh trong việc tìm hiểu về các phản ứng hóa học, cân bằng hóa học trong các phản ứng.tài liệu đẻ ôn thi chọn lớp và thi đại học.

MỤC LỤC

MỞ ĐẦU……… 2

NỘI DUNG……….4

1 Lí thuyết……… 4

1.1 Các khái niệm cơ bản……… 4

1.2 Thế điện cực……….4

1.3 Sự phụ thuộc thế theo nồng độ………6

1.4 Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá – khử……… 7

2 Các dạng bài tập về phản ứng oxi hoá khử ……….………….8

2.1 Cân bằng phản ứng………8

2.2 Thiết lập sơ đồ pin……… 12

2.3 Sự phụ thuộc thế theo nồng độ Phương trình Nec (Nernst)………….14

2.4 Tính hằng số cân bằng………17

2.5 Đánh giá cân bằng……….……18

3 Các yếu tố ảnh hưởng………28

3.1 Ảnhhưởng của pH……….28

3.2 Ảnh hưởng của sự tạo phức ………30

3.3 Ảnh hưởng của sự tạo thành hợp chất ít tan (kết tủa)……… 32

KẾT LUẬN………40

MỞ ĐẦU

1 Lý do chọn đề tài

Hoá học là một môn khoa học thực nghiệm nghiên cứu nhiều hiện tượngtrong tự nhiên và đời sống Là một môn học thiết thực phục vụ đắc lực chođời sống con người Nhằm giúp học sinh một kiến thức vững vàng, biết phântích và nhận định các sự vật, hiện tượng, tự tin khi học hoá học thì vấn đề rènluyện kỹ năng cho học sinh có một phương pháp tư duy thực hành tốt là mộtvấn đề rất cần thiết và cấp bách

2 Mục đích của đề tài

Tôi nhận thấy rằng trong các loại: phản ứng phân tích, phản ứng kết hợp,phản ứng trao đổi, phản ứng oxy hóa – khử thì đặc biệt phản ứng oxy hóa -khử đối với học sinh lớp 10 còn nhiều bỡ ngỡ Với kiến thức cấp hai còn quáhạn chế, các em còn rất nhiều lúng túng trong phương pháp cân bằng Vì lẽ đótôi xin trình bày một số vấn đề cơ bản nhằm giúp học sinh nhận dạng, phânloại và có một phương pháp cân bằng chính xác các phản ứng oxy hóa – khử.Kiến thức này sẽ rất cần cho các em khi học lên chương trình hóa lớp 11, 12

và là nền tảng rất tốt để các em học hóa ở các cấp cao hơn

3 Nhiệm vụ của đề tài

Nhiệm vụ nghiên cứu:

- Nghiên cứu các tài liệu có liên quan Đến phản ứng oxi hóa - khử

- Nghiên cứu sự hình thành và phát triển, các quy luật biến đổi trong sựtạo thành sản phẩm oxi hóa – khử

- Tìm hiểu sự vận dụng phản ứng oxi hóa - khử trong việc giảng dạy bộmôn hóa học trung học phổ thông

4 Khách thể và đối tượng nghiên cứu

- Khách thể nghiên cứu:quá trình dạy học hoá học ở các trường phổthông và các trường chuyên nghiệp

- Đối tượng nghiên cứu: Cân bằng oxi hoá – khử

5 Giả thuyết khoa học

Nêu hiểu rõ về phản ứng oxi hoá - khử, các khái niệm cơ bản, cách cânbằng phản ứng, tính toán cân bằng trong phản ứng oxi hóa khử, các yếu tốảnh hưởng đến khả năng phản ứng từ đó giúp chúng ta hiểu sâu sắc về phảnứng oxi hoá – khử

6 Phương pháp nghiên cứu

6.1 Phương pháp nghiên cứu lý thuyết:

- Tìm kiếm, tập hợp, nghiên cứu tài liệu

- Phân loại, hệ thống hoá tài liệu

6.2 Nhóm phương pháp nghiên cứu thực tiễn:

Sưu tầm, đề xuất hệ thống câu hỏi và bài tập về phản ứng oxi hoá –khử

2.1 Lí thuyết về cân bằng oxi hóa khử

2.2 Một số dạng bài tập về cân bằng oxi hóa khử

2.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng oxi hóa khử

Phần 3 Kết luận

Sự oxi hóa làm tăng số oxi hóa và ngược lại Như vậy chất có số oxi giảm làchất oxi hóa, chất có số oxi hóa tăng là chất khử.

+ Anot: điện cực xảy ra quá trình oxi hóa

+ Catot: điện cực xảy ra quá trình khử

Cầu muối chứa dung dịch chất điện li làm nhiệm vụ tiếp xúc giữa hai điện cựctrộn lẫn với nhau

- Thế điện cực là thế cửa một pin điện hóa gồm anot là điện cực hidrotiêu chuẩn và catot là điện cực nghiên cứu

- Thế điện cực tiêu chuẩn là thế điện cực đo được trong điều kiện tiêuchuẩn: hoạt độ của các phần tử bằng đơn vị

b Ý nghĩa

Thế điện cực được đo so với điện cực hidro tiêu chuẩn, vì vậy có thể so

dạng oxi hóa càng yếu và ngược lại Phản ứng oxi hóa khử tự xảy ra giữadạng oxi hóa của cặp có E0 lớn với dạng khử có cặp E0 bé hơn

1.2.2 Cấu tạo pin điện

a Cấu tạo của pin Gavani

- Cầu muối gồm dung dịch bão hòa KCl và NH4Cl

- Điều chỉnh ion cực:

Cực Zn (cực âm): Zn¬ →Zn2+ + 2e

Cực Cu (cực dương): Cu2+ + 2e ¬ → Cu

- Quy ước:

+ Anot là quá trình oxi hóa (nhường eletron)

+ Catot là quá trình khử (nhận electron)

+ Cực dương viết ở bên trái

+ Cực âm viết ở bên phải

+ Giữa pha rắn và pha lỏng biểu diễn bằng |

+ Giữa pha hơi và pha dung dịch biểu diễn bằng ||

b Cấu tạo pin dùng để xác định điện cực chuẩn:

Gồm 2 cực có bản chất hoá học khác nhau được ngâm trong chất điệnphân(dung dịch axit, bazơ, muối…)

Thế điện cực E của các cặp phụ thuộc vào hoạt độ của các chất theophương trình Nec.

Trong trường hợp đơn giản đối với nửa phản ứng:

aOx + ne ¬ → bKh

Ta có: E= E0

ox/kh + ln

logarit tự nhiên thành logarit thập phân ln= 2,303lg ta được phương trình tính

E ở 25oC:

E= E0

ox/kh + lgThay hoạt độ bằng nồng độ cân bằng ta có:

E= E0

ox/kh + lg+ lgNếu coi các giá trị hệ số hoạt độ fox = fkh =1 (trong dung dịch rất loãng)thì ta có biểu thức gần đúng:

E= E0

ox/kh + lgTrong trường hợp fox, fkh là giá trị hằng định ở điều kiện nghiên cứu (ví

dụ ở lực ion và môi trường ion không đổi) thì: thay hoạt độ bằng nồng độ

1.4 Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá – khử

Đối với phản ứng oxi hoá – khử thuận nghịch

o nF

∆

=

2

Một số dạng bài tập về cân bằng oxi hóa khử

2.1 Cân bằng phản ứng oxi hóa khử

2.1.1 Cân bằng phản ứng oxi hóa – khử theo phương pháp thăng bằng ion – electron

- Quy ước: chất điện ly mạnh viết dưới dạng ion, chất điện ly yếu, khí,chất rắn viết dưới dạng phân tử hoặc nguyên tử

- Các bước tiến hành:

+ Xác định cặp oxi hóa khử.

+ Viết từng nửa phản ứng oxi hóa khử

+ Cân bằng khối lượng và cân bằng điện tích

+ Tổ hợp các nửa phản ứng thành phương trình đầy đủ sau khi nhântừng nửa phản ứng với hệ số thích hợp sao cho tổng số các electron thu vànhận trong các nửa phản ứng là bằng nhau

+ Điều chỉnh môi trường phản ứng nếu cần thiết

Chuyển từ phương trình ion sang phương trình phân tử

Chọn các ion kim loại hay phi kim thường dùng không có khả năng tạokết tủa, chất điện li yếu hay chất khí với những ion có sẵn

Các chất được thêm vào không có khả năng làm thay đổi bản chất củaphản ứng

Thêm vào 2 vế các ion kết hợp với các ion đã cho, làm sao đó để trunghòa điện tích

Ví dụ 1: Fe2+ + Cr2O7

2- →

¬ 

Cr3+ + Fe3+ + H2O Các cặp oxi hóa khử: Fe3+/ Fe2+ và Cr2O72-/ Cr3+

 →2MnSO4+10CO2+K2SO4+8H2O

K2Cr2O7 +6KI +7H2SO4

Cr2(SO4)3 +3I2 +4K2SO4 +7H2O

Ví dụ 4: Xác định dạng oxi hoá (hoặc khử) còn thiếu Cân bằng và viết đầy

đủ các phương trình phản ứng dưới dạng ion và phân tử:

AuCl− + →Fe + +Cl− +Au

Cặp oxi hoá khử:

2

Các phản ứng:

1x NO3 - + 4H+ +3e

 →

¬  

NO + 2H2O 3x Pt + 6Cl-

 →

¬ 

PtCl6 + 4e 4NO3- + 16H+ + 3Pt + 18Cl-

 →

¬  

4NO + 8H2O + 3PtCl6

2-Phương trình phân tử:

 →

¬ 

4NO + 8H2O + 3H2PtCl6

d)

3 4

AuCl− + →Fe + +Cl− +Au

Cặp oxh-khử:

4

1x AuCl4- + 3e

 →

¬ 

Au + 4Cl

-3x Fe3+ + 1e

 → ¬   Fe2+ AuCl4- + 3Fe3+  → ¬   Au + 3Fe2+ + 4Cl -Ví dụ 5 : Xác định dạng oxi hoá- khử, hoàn thành phương trình phản ứng sau: 2 2 3 2 2 2 2 2 2 3 2 3 a MnO OH PbO H b Co OH H O c CrO H O d Cu O NH e Ag O NH , ( )

, ( )

,

,

,

+

−

Bài giải

2.2 Thiết lập sơ đồ pin

Ví dụ 1: Eo

Ag+/Ag = 0.8v , Eo

Zn2+/Zn = -0.76

a, Hãy biểu diễn sơ đồ pin được dung để xác định thế điện cực tiêu chuẩn của các cặp đã cho ở trên.

b, Cho biết sdđ của pin, phản ứng xảy ra trong pin theo quy ước và phản ứng thực tế xảy ra khi pin hoạt động

c, Nếu ghép pin gồm hai điện cực tiêu chuẩn Ag và Zn thì sdđ của pin sẽ bằngbao nhiêu? Hãy cho biết phản ứng xảy ra khi pin hoạt động

Zn2+/Zn–E0

2H+/H2 = Eo

Zn2+ /Zn = -0,76Theo quy ước ở điện cực trái(điện cực hidro) luôn xảy ra quá trình oxi hóa, điện cực phải luôn xảy ra quá trình khử:

H2 2H+ + 2e

Ag+ + 1e  Ag

Zn2+ + 2e  Zn

Như vậy phản ứng xảy ra theo quy ước:

H2 + 2Ag+ 2H+ + 2Ag (trong pin (1) )

Sdđ = Epin(2) = E0Ag+/Ag – EoZn2+/Zn = 0,8 – (-0,76) = 1,56 V

Phản ứng xảy ra trong pin khi pin hoạt động:

Ở catot xảy ra quá trình khử: Ag+ + e  Ag

Phản ứng thực tế xảy ra trong pin khi pin hoạt động:

Tương tự phản ứng Cu2+ + 4NH3Cu(NH3)42+ xảy ra có kèm theo sự thay đổi

ion Cu2+: Cu/Cu2+ và Cu/Cu(NH3)42+, NH3 Điên cực Cu/Cu2+ đóng vai trò là catot, điện cực Cu/Cu(NH3)42+, NH3 sẽ là anot:

(a) Cu/Cu(NH3)42+,NH3//Cu2+/Cu (c)

Ở catot Cu2+ + 2e  Cu

Ở anot Cu + 4NH3Cu(NH3)42+ + 2e

+ +

.

lg

2 2

BrBr

[ ] [ −]

=1.085 +

0 05922

Cd CN CN

lg

2 14 2

E=

o

Fe OH3Fe OH2

0 0592E

0 0592E

2.5.1 So sánh thế tiêu chuẩn.

Các phản ứng xảy ra càng mạnh khi hiệu thế điện cực tiêu chuẩn của

Go càng

Eo càng lớn

2.5.2 Đánh giá qua hằng số cân bằng.

Để định lượng hơn cần tính hằng số cân bằng K

K càng lớn phản ứng xảy ra theo chiều thuận càng mạnh Tuy vậy, cầnchú ý rằng việc đánh giá so sánh các phản ứng dựa vào K chỉ có ý nghĩa vớicác phản ứng cùng loại

- Không phải mọi quá trình oxi hoá - khử đều là thuận nghịch và chỉxảy ra một nấc

-Sự biến đổi của môi trường thực hiện phản ứng kèm theo sự thay đổilớn hệ số hoạt độ của các chất phản ứng , vì vậy việc chấp nhận hoạt độ bằngnồng độ cân bằng chỉ là một cách tính rất gần đúng

Vì các lí do nêu trên ở đây chỉ giới hạn ở việc tính toán cân bằng đốivới một số trường hợp đơn giản khi phản ứng oxi hoá - khử được coi là hoàntoàn thuận nghịch, khi đó có thể bỏ qua các quá trình phụ hoặc các quá trìnhnày đã được khống chế

2.5.4 Tính thành phần cân bằng oxi hoá- khử theo định luật tác dụng khối lượng

Ví dụ 1: Tính cân bằng trong dung dịch thu được khi lắc lá đồng kim loại với

 →

¬ 

Ag2Ag+ + Cu

 →

¬ 

2Ag + Cu2+ K0 = 1015,61 (2)Tạo phức của Cu2+ với NH3

Ví dụ 3: Đánh giá khả năng hoà tan của Ag trong NH3 1,0M (khi không cókhông khí).

2 0,0592 1

2 2.7,23 2

K NH

10(1 4x)

Ag không tan trong NH3

Tuy vậy khi có mặt oxi không khí thì khả năng hoà tan của Ag là rất lớn

Ví dụ 4: Đánh gía khả năng hoà tan của Ag trong hỗn hợp NH3 0,1 M và

suất 1 atm) Cho

o

O /H O2 2

.Bài làm

rất lớn Có thể coi phản ứng xảy ra hoàn toàn Độ

là 0,1 mol/l

Ví dụ 5: Lắc một ít bột Ag với dung dịch Fe3+ 0,01M và H+ 1M.Tính nồng độcác ion Ag+ và Fe2+ khi cân bằng được thiết lập

−

=

x = 1,6 10-11 M

Vậy [Fe2+] =0,01M; [Fe3+]=3,2.10-11M; [Cu2+]=5.10-3M

Ví dụ 8: Tính cân bằng trong dung dịch FeSO4: 0,01M, I2 : 0,02M, KI: 1M ởpH=0

Bài giải

Ví dụ 1: Đánh giá khả năng oxi hoá Fe2+ bằng KMnO4 ở pH =2,0.

II III

Cần đánh giá thế điều kiện E ở pH =2,0

Đối với cặp Fe3+/Fe2+

3 2 /

2 5.92 /

2 4

2

8 4

2 /

4 '

2 /

− +

o MnO Mn MnO Mn

o

n E K

Ta có thể đánh giá gần đúng thành phần cân bằng theo (13)

2,3.10 ' 2,3.10 2,3.10

1 10 0,1

1 10 4.10

3.1 Ảnh hưởng của pH tới thế oxi hóa khử

a, Các phản ứng oxi hóa – khử có ion H + hoặc ion OH - trực tiếp tham gia phản ứng.

Ở đây, thế phụ thuộc trực tiếp pH

Ví dụ 1: Thiết lập sự phụ thuộc thế -pH đối với các hệ oxi hóa-khử sau:

− + (4)

− +

tăng , tính oxi hóa của Cr2O72- càng mạnh

2-giảm do sự proton hóa của ion S2-

Vì vậy E tăng lên tính khử của S2-giảm Khi pH giảm đến một giá trị

Và thế phụ thuộc trực tiếp vào pH

c, Sự phụ thuộc chiều hướng phản ứng oxi hóa khử

Ví dụ1: Xét khả năng phản ứng của Fe3+ với I- phụ thuộc vào pH

I2/I-không oxi hóa I mà ngược lại I2oxi hóa Fe(OH)3

I2 + 2OH

- →

¬ 

IO- +I- + H2O 3IO-

Trong nhiều trường hợp phản ứng oxi hóa khử xảy ra kèm theo sự

trường kiềm yếu làm tăng độ axit của dung dịch

3.2 Ảnh hưởng của sự tạo phức

Sự tạo phức với các dạng oxi hóa khử làm thay đổi hoạt độ của chúng

là yếu tố quan trọng làm thay đổi thế oxi hóa khử Thông thường sự tạo phứcvới một phối tử xảy ra khác nhau với các dạng oxi hóa và dạng khử

Chẳng hạn trong hệ ion kim loại-kim loại

Mn+ + ne

 →

¬ 

M Thì sự tạo phức chỉ xảy ra giữa dạng oxi hóa , Mn+ với phối tử L

Nồng độ cả 2 dạng oxi hóa và khử đều giảm khi có mặt phối tử L

Tuy vậy trong nhiều trườnghợp βp >βq nghĩa là phức của phối tử với dạng

Ví dụ1: Đánh giá khả năng oxi hóa của Fe3+ đối với I- khi có mặt của F

-(C F >>C Fe3+)

Ion F- tạo phức với Fe3+

FeF3/Fe+3 có thể lập luận như sau: trong dung dịch do C

F->> C Fe3-nênFe3+ tồn tại chủ yếu dưới dạng FeF3 nên quá trình xảy ra:

− =1019 =>Phản ứng thực tế xảy ra hoàn toàn 3.3.

Ảnh hưởng của sự tạo thành hợp chất ít tan (kết tủa)

Sự chuyển một trong 2 dạng oxi hóa hoặc khử thành hợp chất ít tan với một thuốc thử phụ làm giảm nồng độ của cấu tử đó,vì vậy thế oxi hóa khử

E o

AgX / Ag =0,799 + 0,0592.lg10-10 =0,207V

E o

AgCl / Ag <<E o

Ag+/ Ag rõ ràng tính khử của Ag tăng lên tính oxi hóa khử

Trong môi trường axit, Fe3+ oxi hóa được nhiều chất khử, có E0<0,771V và

Fe2+ khử được nhiều chất oxi hóa có E0>0,771V

Fe3+oxi hóa được Sn2+ thành Sn4+, H2S thành S, I- thành I2, SO2 thành

môi trường axit, Fe2+ khử được MnO4- thành Mn2+, Cr2O72- thành Cr3+ ,NO3

hoặc trung tính không còn tính oxi hóa của Fe(III), ngược lại Fe(II) trở nên khử mạnh, Fe(OH)2 khử I2 thành I-, NO3- thành NH4+, khử các ion kim loại thành kim loại tương ứng (bạc, bitmut, thủy ngân, ) Fe(OH)2 bị oxi hóa dễ dàng trong khí quyển và chuyển thành màu xanh rêu, sau đó đen (hidroxit sắt

hoặc khi có sự tạo phức)

Co3+ tạo phức mạnh hơn Co2+, do đó khi có mặt các chất tạo phức thì thế oxi hóa – khử giảm.

Trong môi trường kiềm ta có hệ

Cl2, Mn2+ có thể bị oxi hóa bởi HNO3 đặc thành MnO2, MnO4- oxi hóa Mn2+

2 4

2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → 2K2MnO4 + K2SO4 +

Thế phụ thuộc pH Trong môi trường axit mạnh, 4

là chất oxi hóamạnh Thế giảm khi pH tăng

MnO−

oxi hóa nhanh Fe2+, HCl đặc, Sn2+ ;

C2O42- (khi nóng), H2O2; S2; As(III) trong môi trường đệm axetat, chỉ có

Br-; I- bị oxi hóa, Cl- không bị oxi hóa

Trong môi trường trung tính, axit yếu, chỉ có các chất khử rất mạnh

oxi hóa chậm thành Mn(IV), bị (PbO2+HNO3) (S2O82- +

Ag+), IO4- oxi hóa (khi nóng) thành 4

bị khửthành

Trong môi trường axit, các muối cromơ là những chất khử mạnh, bị

2Cr2+ 2H+

 →

¬ 

2Cr3+ + H2 (1)

được nhiều chất: ClO4-, NO3- thành NH4+, Sn2+ thành Sn Cr3+ bị khử bởi Zn

K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Phản ứng xảy ra nhanh trong môi trường axit, xảy ra chậm ở pH=2 vàrất chậm ở pH 4-5

Ion

2 4

chỉ bị khử bởi các chất khử mạnh2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2H2O → 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 4KOH

Cu tan dễ dàng trong các axit oxi hóa: HNO3 bị khử thành NO, axit

kim loại và nhiều cất khử mạnh khác (Al, Fe, zn, Cd, Ti (III), V(II) ) khi có

chất ít tan của Cu(I)

Clo oxi hóa được nhiều chất khử: Br-, I-, S2O32+ (cho SO42-), NH3 (cho

N2), các chất màu hữu cơ

Các trạng thái oxi hóa trung gian của clo (HClO, HClO2, ClO2, ClO3-)đều có thể tự oxi hóa – khử để chuyển thành các trạng thái bền ClO4-, Cl-

Clo tan trong nước (S) Ở pH 3-6 thì clo bị dị li:

-Ion Cl- bị oxi hóa khi nóng và ở nồng độ cao bởi MnO4-, IO3-

Br2 dị li rất chậm khi nguội thành BrO3- và Br- Khi nóng tì sự dị li của Br2

xảy ra hoàn toàn cho ta BrO3- và Br- ở pH=8

Br- bị oxi hóa trong môi trường axit bởi MnO4-, HClO, Cr2O72-, H2SO4

Tốc độ phản ứng (1) rất bé theo cả hai chiều Oxi oxi hóa rất chậmnhiều chất khử : Fe2+, H2S, các sunfit, v.v… H2O, OH-, O2- bị oxi hóa vô cùngchậm bởi các chất oxi hóa cực mạnh

4 ,Ce 4

CrO −

, Mn(OH)2 thành MnO(OH)2,Co(OH)2 thành Co(OH)3, Co(NH3)

3 6

+ , v.v…

(môi trường trung tính hoặc

IO− ( môi trường axit, thành I2), các muối của