Tải bản đầy đủ

Bài giảng chương 3 phan ung oxy hoa khử môn hóa vô cơ

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











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 (Xem Bảng hệ
thống tuần hòan)
2 - Quy luật biến đổi tính kim loại và tính phi
kim loại (Xem Độ âm điện)
3- Độ bền vững của chất.
4- Môi trường tiến hành phản ứng.


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.



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


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.






1 / Các kim loại mạnh và các phi kim loại mạnh có
mức oxy hóa 0 kém bền. Mức oxy hóa 0 càng bền
khi kim loại có tính kim loại càng yếu và phi kim
loại có tính phi kim loại càng yếu. Các nguyên tố á
kim đều có mức oxy hóa 0 bền.
2/ Trạng thái oxy hóa bền của nguyên tố trong hợp
chất là không còn electron độc thân trên các phân
lớp ns và np.
Ví dụ: Phân lớp IIA chỉ có một số oxy hóa +2, số
oxy hóa +1 hầu như không tồn tại trong các hợp
chất điều chế bằng trong các điều kiện thông
thường.






Đối với các nguyên tố p: 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 hó lẻ.
Xe (VIIIA) hiện chỉ biết các hợp chấ có số oxy hóa
+2, +4, +6 và +8.




Trong số các mức oxy hóa của qui tắc chẵn lẻ, các
mức oxy hóa bền hơn rõ rệt cần thỏa mãn 1 trong
2 điều kiện:
Số oxy hóa tạo cho ion đạt cấu hình khí hiếm.
− Số oxy hóa liên quan đến việc sử dụng toàn bộ số e
hóa trò trên phân lớp np.
− 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.






3/ (Nguyên tố s):
Các nguyên tố s chỉ có một số oxy hóa dương bền
vững trùng với 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 2 số oxy hóa +1 và -1, nhưng số oxy
hóa +1 bền vững hơn hẳn số oxy hóa -1.




4/ (Nguyên tố p):Trong một chu kỳ từ trái qua phải
số oxy hóa dương cao nhất của nguyên tố kém bền
dần (vì rất dễ lấy lại e đã mất do mật độ điện tích dương
tăng dần và r giảm dần).



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
PO43- + 2H2O+2e=HPO32-+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



5/ (Nguyên tố p): Đònh luật tuần hoàn thứ cấp.


Trong một phân nhóm chính từ trên xuống dưới mức oxy
hóa cao bền dần, tuy nhiên số oxy hóa dương cao nhất

của chu kỳ IV kém bền rõ rệt so với số oxy hóa
dương cao nhất của nguyên tố chu kỳ III; số oxy
hóa dương cao nhất của chu kỳ VI kém bền rõ rệt
so với số oxy hóa dương cao nhất của nguyên tố
chu kỳ V.
Ví dụ 1: Xét phân nhóm VIIA.
Xét trong cùng điều kiện ion BrO4- oxy hóa mạnh
hơn hẳn ion ClO4-:
ClO4- + 2H+ + 2e = ClO3- + H2O, o=1.19V,pH=0
BrO4- + 2H+ + 2e = BrO3- + H2O, o=1.763V,pH=0



Hợp chất chứa At ở số oxy hóa +7 không tồn tại
trong dng dòch nước vì nó là chất oxy hóa quá
mạnh, oxy hóa nước giải phóng khí oxy, trong khi
đó hợp chất của I+7 tồn tại trong dung dòch.
H5IO6 + H++2e= IO3- +3H2O, o=1.64V,pH=0
Ví dụ 2: Xét phân nhóm IVA.
− Hợp chất chứa Si+4 rất bền, không có tính oxy hóa
ngay trong môi trường acid rất mạnh, nó hầu như
không bò khử trong dung dòch nước.
− Ge+4 cũng không có tính oxy hóa trong môi trường
acid (pH=0) nhưng rất dễ bò khử về số oxy hóa +2.
GeO2 (r) +2H++2e= GeO(r) +H2O, o=-0.12V,pH=0



SnO2 không thể hiện tính oxy hóa ở pH=0 trong khi
đó PbO2 là chất oxy hoá rất mạnh trong cùng điều
kiện.
SnO2 (r) +2H++2e= GeO(r) +H2O, o=-0.088V,pH=0
PbO2 (r) +4H++2e= Pb2+ +2H2O, o= 1.445V,pH=0.


Ví dụ 3: xét thế khử các hợp chất (V) phân nhóm
VA
H3PO4 + 2H+ + 2e = H3PO3 + H2O
H3AsO4 + 2H+ + 2e = HAsO2 + 2H2O
Sb2O5 (r) + 6H+ + 2e = 2SbO+ + 3H2O
NaBiO3 (r) + 4H+ + 2e = BiO+ + Na+ + 2H2O

- 0,276
+0,56
+0,58
> +1,8


Bang so sanh the khu
200
150
100

Series1

50
0
-50

Giải thích: Quy

P

As

Sb

Bi

luật tuần hoàn thứ cấp do việc xuất hiện lần
đầu tiên các phân lớp (n-1)d (ở chu kỳ IV) và (n-2)f (ở
chu kỳ VI) làm cặp electron ns kém hoạt động hơn dẫn
đến tăng đột ngột sự kém bền vững của mức oxy hóa
dương cao nhất của các nguyên tố thuộc các chu kỳ này
so với các nguyên tố thuộc chu kỳ trước đó.




6/ Trong một phân nhóm phụ từ trên xuống dưới

mức oxy hóa cao nhất bền dần.


Ví dụ: trong môi trường acid phân nhóm VIB:
Bán phản ứng khử

φ0 (V)

Cr2O72- + 14H+ + 4e  2Cr4+ + 7H2O

+0,95

MoO42- + 4H+ + 2e  MO2↓ + 2H2O

+0,606








Đối với các nguyên tố d sớm (chưa có sự cặp đôi electron
trong phân lớp (n-1)d) tất cả các electron đều có thể tham
gia tạo liên kết. Còn các nguyên tố d muộn, chỉ có một số
electron (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.
Ví dụ1: Số oxy hóa cao nhất hiện biết đến của các nguyên
tố d chu kỳ 4:

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

+3

+4

+5

+6

+7

+6

+5




VIIIB

IB

IIB

Ni

Cu

Zn

+5

+5

+2

Ví dụ 2:
Cấu hình electron của ion Cr3+ trong Cr2O3 là (n-1)d3









Tài liệu bạn tìm kiếm đã sẵn sàng tải về

Tải bản đầy đủ ngay

×