HỘI THẢO CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI
CÁC TRƯỜNG THPT CHUYÊN KHU VỰC DUYÊN HẢI
VÀ ĐỒNG BẰNG BẮC BỘ NĂM 2012

BÁO CÁO
Chuyên đề bồi dưỡng học sinh giỏi môn Hoá học
Tên chuyên đề:
Tên tác giả:
Đơn vị:

Phản ứng ô xi hoá khử
Nguyễn Thị Kim Hoa
Trường THPT Chu Văn An, Hà Nội

I. MỘT SỐ KHÁI NIỆM VÀ CÁC PHƯƠNG PHÁP CÂN BẰNG PHẢN
ỨNG OXI HÓA-KHỬ
1. Khái niệm.
a) Số oxi hóa (đại lượng quy ước):
Số oxi hóa của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử
nguyên tố đó trong phân tử, nếu giả định rằng liên kết giữa các nguyên tử trong
phân tử là liên kết ion.
Số oxi hóa được xác định theo quy tắc sau:
Quy tắc 1: Số oxi hóa của nguyên tố trong các đơn chất bằng không.
Quy tắc 2: Trong một phân tử, tổng số oxi hóa của các nguyên tố bằng
không.
Quy tắc 3: Số oxi hóa của các ion bằng điện tích của ion đó.
Quy tắc 4: Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hóa của hidro bằng +1 (trừ
+2 −1

+1−1


Cu + 2e → Cu
+2

Chất khử: Fe ; chất oxi hóa: Cu .
Định nghĩa:
1

− 3 − 2 −1
= −3
2


- Chất khử (chất bị oxi hóa) là chất nhường electron hay là chất có số oxi
hóa tăng.
- Chất oxi hóa (chất bị khử) là chất nhận electron hay là chất có số oxi hóa
giảm.
- Sự oxi hóa (quá trình oxi hóa) một chất là làm cho chất đó nhường
electron.
- Sự khử (quá trình khử) một chất là làm cho chất đó nhận electron.
2) Lập phương trình hóa học của phản ứng oxi hóa-khử.
a) Phương pháp thăng bằng electron:
t
Ví dụ: F2O3 + CO →
Fe -+CO2
0

Bước 1: Xác định số oxi hóa của những nguyên tố có số oxi hóa thay đổi
+3

+2

+3

0

2× Fe+ 3e → Fe
Bước 4: Đặt hệ số của chất oxi hóa và chất khử vào sơ đồ phản ứng.
Hoàn thành phương trình hóa học.
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
b) Phương pháp ion - electron hay phương pháp bán phản ứng:
Ví dụ: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O
Bước 1: Viết sơ đồ phản ứng (chỉ cần viết đầy đủ các cặp oxi hóa-khử)
Bước 2: Tính số oxi hóa của các nguyên tố có số oxi hóa thay đổi.
Bước 3: Viết các quá trình cho và nhận electron dưới dạng các bán phản
ứng theo quy tắc sau: các dạng oxi hóa và dạng khử của các chất oxi hóa và chất
khử, nếu thuộc chất điện li mạnh thì viết dưới dạng ion chứa nguyên tố cho hoặc
nhận electron; còn các chất điện li yếu, không điện li, chất kết tủa, chất khí thì
2


viết dưới dạng nguyên tử hoặc phân tử. Vì vậy phương pháp bán phản ứng chỉ
áp dụng cho các phản ứng xảy ra trong dung dịch.
2+

Ví dụ:

Cu → Cu + 2e
NO 3− + 4H + + 3e → NO ↑ +2H 2 O

Chú ý:
+ Số electron cho, nhận cũng giống phương pháp thăng bằng electron.


2Cl → Cl 2 + 2e

×5

→ 2KMnO4 + 10HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O
6 HCl
→ 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O
2. Phản ứng tự oxi hóa - khử.
Ví dụ 2:

t
Cl2 + KOH →
KCl + KClO3 + H2O
0

3


−1

0

x5

Cl+ 1e → Cl
+5

0


6 O → 3 O 2 + 12e

4. Phản ứng oxi hóa - khử có nhiều chất oxi hóa và nhiều chất khử.
Ví dụ 4:

t
4FeS2 + 11O2 →
2Fe2O3 + 8SO2
0

+3

0

+4

2Fe S2 → 2 Fe+ 4 S + 22e
−2

0

×11

O 2 + 4e → 3 O

Ví dụ 5:

×2

Al + HNO3 → Al(NO3)3 + NO + N2O + H2O

+7

+2

×2

Mn + 5e → Mn

5K2SO3 + 2KMnO4 + aKHSO4 → bK2SO4 + 2MnSO4 + cH2O
Số nguyên tử K = 10 + 2 + a = 2b
Số nguyên tử S = a + 5 = b + 2
2b - a = 12
b-a=3

b=9
→ a=6→c=

a
=3
2

→ 5K2SO3 + 2KMnO4 + 6KHSO4 → 9K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
4


6. Phản ứng oxi hóa - khử có tham số.
2FexOy + (6x - 2y) H2SO4 đặc nóng → xFe2(SO4)3 + (3x-2y)SO2 + (3x-y)H2O
+2 y / x

+3

E 0Fe3+ /Fe2+ =+0,77V

a) Ở điều kiện chuẩn phản ứng xảy ra theo chiều nào?
b) Tính hằng số cân bằng K của phản ứng ở 250C.
c) Một dung dịch chứa Fe(NO3)3 0,1M; Fe(NO3)2 0,01M; bạc kim loại và
AgNO3 0,01M. Xác định chiều phản ứng trong điều kiện này?
Đáp án:
1. Hoàn thành và cân bằng các phản ứng
a) MnO −4 + H2O2 + H+ → O2 + …
2×

MnO −4 + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O

5×

H2O2 → O2 + 2H+ + 2e

2MnO −4 + 5H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ 5O2 + 8H2O
b) CrO −2 + Br2 + OH− → CrO 24− + …
2×

CrO −2 + 4OH− → CrO 24− + 2H2O + 3e

3×

Br2 + 2e → 2Br−

2CrO −2 + 8OH− + 3Br2 → 2CrO 24− + 6Br− + 4H2O
t
c) Cu2S + HNO3đặc →

2FexOy+(3x-2y)SO 24− +(12x-4y)H+→2xFe3+ +(3x-2y)SO2+(6x-2y)H2O
2. Cho phản ứng: Fe2+ + Ag+  Fe3+ + Ag
0
Biết: E Ag

+

/Ag

=+0,8V ; E 0Fe3+ /Fe2+ =+0,77V

a) Ở điều kiện chuẩn phản ứng xảy ra theo chiều nào?
0
Ta có: E Ag

+

> E 0Fe3+ / Fe2+ nên ở điều kiện chuẩn, chiều của phản ứng là:

/ Ag

Fe2+ + Ag+ → Fe3+ + Ag
b) Tính hằng số cân bằng K của phản ứng ở 250C.
1

Fe2+ + Ag+  Fe3+ + Ag
0
0
Mà: ∆E = E Ag


E Fe3+ / Fe2+ = E 0Fe3+ / Fe2+ +

= 0,77 +
Vì: E Fe

3+

/ Fe2 +

[
[

0,059 Fe3+
lg 2+
1
Fe

]
]

0,059 0,1
lg
= 0,829V
1
0,01

> E Ag+ / Ag do đó chiều của phản ứng là:

Fe3+ + Ag → Fe2+ + Ag+
Câu 2.

Sn2+ + 2e 
→ Sn

E0 = - 0,136V

Sn4+ + 2e 
→ Sn2+

E0 = 0,15V

Sn4+ + 4e 
→ Sn

E0 = ?

E0 Sn4+/Sn =

2×0,15+2(-0,136)
=0,007V
4

E0 Cu2+/Cu+:
Cu2+ + 2e 
→ Cu
Cu+ + e

E0 = 0,34V


→ CuE0 = 0,52V

2 /2Cl

-

=+1,359V

2. Hãy lập luận để trả lời các trường hợp sau đây:
a) HI có thể tác dụng với: H2S; H2SO4
b) SO2 có thể tác dụng với: H2S; HClO4
c) K2Cr2O7 sẽ tác dụng như thế nào với H3PO3 trong môi trường axit?
Viết các phương trình phản ứng minh họa.
3. Tại sao khi hòa tan Zn vào dung dịch HCl nếu có thêm vài giọt muối
Hg2+ vào thì Zn sẽ tan nhanh hơn?
7


Hướng dẫn giải:
1. Xét nửa phản ứng oxi hóa - khử:
MnO −4 + 5e + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
Ta có: E MnO-4 /Mn 2+ =E

0
MnO-4 /Mn 2+

(1)

 Mn 2+ 
0,059
lg
8


không xảy ra.
2.
a) Trong HI thì I có số oxi hóa thấp nhất là -1.
Trong H2S thì S có số oxi hóa thấp nhất là -2.
⇒ Cả hai chất cùng có tính khử nên không tác dụng.
Trong H2SO4 thì S có số oxi hóa cao nhất là +6.
⇒ HI tác dụng được với H2SO4đặc:
→ I2 + SO2 + 2 H2O
2HI + H2SO4 

b) Trong SO2 thì S có số oxi hóa trung gian là +4
⇒ SO2 vừa có tính khử vừa có tính oxi hóa.
Trong HClO4 thì Cl có số oxi hóa cao nhất là +7.
⇒ HClO4 có tính oxi hóa mạnh. Vậy SO2 tác dụng được với H2S, HClO4.
t
SO2 + 2H2S →
3S + 2H2O
0

→ HCl + 4H2SO4
4SO2+ HClO4 + 4H2O 

c) Trong K2Cr2O7 thì Cr có số oxi hóa cao nhất là +6.
⇒ K2Cr2O7 có tính oxi hóa.
Trong H3PO3 thì P có số oxi hóa trung gian là +3.
⇒ H3PO3 có tính khử và tính oxi hóa.
Nên K2Cr2O7 tác dụng được với H3PO3 trong môi trường axit:
→ Cr2(SO4)3+3H3PO4+K2SO4+4H2O
K2Cr2O7 +3H3PO3 +4 H2SO4 

→ H2O + SO2
y mol

(1)

(2)

y mol

2−
Br2 + 2H2O + SO2 
→ SO 4 + 2Br− + 4H+ (3)
−
→ I 3 + 2 Br−
3I− + Br2 

(4)

I3− + S2O32− → S4O 62− + 3I−

(5)

→ H2O
H+ + OH− 

(6)

Từ (3) ⇒ Số mol H+ trong 25 ml dung dịch A = số mol OH − trong 15 ml
dung dịch NaOH = 0,015 × 0,1 = 0,0015 mol
Số mol H+ trong 500ml dung dịch A =

2−
hỗn hợp X, ta có số mol của các ion HSO 3 và SO 3 lần lượt là x và y:

Khối lượng hỗn hợp = 104x + 126y = 0,835 gam

(I)

Từ (1), (2) và (3) ⇒ Số mol SO2 = 1/4 số mol H+ trong 500ml dung dịch A.
⇒ (x + y) = 0,03 . 1/4 = 0,0075 mol

(II)

Giải hệ (I, II) ta được: y = 0,0025 và x = 0,005
% NaHSO3 = 62,27%;

% Na2SO3 = 37,73%.

Câu 5:
1. MnO −4 có thể oxi hóa ion nào trong số các ion Cl −, Br−, I− ở các giá trị
pH lần lượt bằng 0, 3, 5. Trên cơ sở đó đề nghị một phương pháp nhận biết các
ion halogenua có trong hỗn hợp gồm Cl−, Br−, I−.
0
0
0
0
Biết E MnO-4 /Mn 2+ =+1,51V;E Cl2 /2Cl- =+1,36V;E Br2 /Br - =+1,08V;E I2 /I- =+0,62V.

2. A là dung dịch chứa AgNO3 0,01M, NH3 0,25M và B là dung dịch hỗn
hợp chứa Cl−, Br−, I− đều có nồng độ 10-2 M. Trộn dung dịch A với dung dịch B
(giả thiết nồng độ ban đầu của các ion không đổi) thì kết tủa nào được tạo


Như vậy: MnO −4 oxi hóa được cả Cl−, Br−, I−
pH = 3, E MnO-4 /Mn 2+ =+1,23V ⇒ MnO −4 chỉ oxi hóa được Br−, I−
pH = 5, E MnO-4 /Mn 2+ =+1,04V ⇒ MnO −4 chỉ oxi hóa được I−
Để nhận biết dung dịch hỗn hợp Cl−, Br−, I− ta có thể dùng dung dịch
KMnO4 và dung môi chiết CCl4. Lúc đầu tiến hành phản ứng ở pH=5 trong lớp
dung môi chiết sẽ có màu tím của iot. Thay lớp dung môi có pH=3 sẽ thấy lớp
dung môi có màu vàng nâu của Br 2. Cuối cùng loại lớp dung môi và khử lượng
KMnO4 dư và nhận biết Cl− bằng AgNO3.
2. Coi phản ứng giữa AgNO3 và NH3 xảy ra hoàn toàn, như vậy dung dịch
+
A sẽ gồm Ag( NH 3 ) 2 0,01M và NH3 0,23M.

Ag( NH 3 ) +2  Ag+ + 2NH3
Nồng độ ban đầu

0,01

0,23

Nồng độ cân bằng

0,01-x

x

K=

K = 10-7,24


Nồng độ M (theo mol.l-l)
0
1,000
20
0,752
50
0,400
80
0,010
Dùng số liệu đó, hãy tính tốc độ trung bình của phản ứng (1).
Hướng dẫn giải:
1. Các phương trình phản ứng:

S2O82− + 2I − 
→ 2SO 24− + I 2

(1)

2S2 O32− + I 2 
→ S4O 62− + 2I −

(2)

2−
Khi hết S2 O3 thì một ít I2 giải phóng ra từ (1) tác dụng với dung dịch hồ

tinh bột làm cho dung dịch xuất hiện màu xanh lam.
2. V =

V1 + V2 + V3

+ Thế điện cực của cặp Ag+/Ag là:
E 2 =E 02 +

0,059
lg  Ag +  V
1

Khi sức điện động của pin bằng 0 thì thế của 2 cực phải bằng nhau: E1=E2
12


Hay E 02 + 0,059 lg [Ag+] = 0,771V
⇒ [Ag+] = 0,3353M
b) Ở 250C ta có:

⇒

→ Ag
Ag+ + 1e 

E 02 = 0,799V

→ Fe3+ + 1e
Fe2+ 

E 10 = - 0,771V

→ Ag + Fe3+
Ag+ + Fe2+ 


K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4
Cân bằng theo phương pháp ion electron:
2−

1×

Cr2O 7 + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O

6×

Fe2+ - 1e

→ Fe3+

Cr2O 72− + 14H+ + 6 Fe2+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
2. Gọi a, b lần lượt là số mol Mg, Al
24a + 27 b = 12,6
a = 0,3

⇒
Theo đề:  a 3
b = 0,2
 b = 2

nMg = 0,3 mol
13


nAl = 0,2 mol
Gọi x là số oxi hóa của S trong sản phẩm

t
4Mg + 5H2SO4đặc →
4MgSO4 + H2S + 4H2O
0

Câu 9:
Cho giản đồ thế chuẩn của mangan trong môi trường axit (pH = 0)
+0,56V

?

+0,95V

+ 1,51V

-1,18V

2−
→ MnO 4 
→ MnO2 
→ Mn3+ 
→ Mn2+ 
→ Mn
MnO −4 

+ 1,51V
1. Hãy tính thế khử của cặp MnO 24− /MnO2 ?
2. Cho biết phản ứng sau có thể tự xảy ra được không? Tại sao?
−
→ 2MnO 4 + MnO2 + 2H2O



→ Mn2+

∆G5 = - 5F.1,51

→ Mn2+
MnO −4 + 8H+ + 5e 

14


Vậy: ∆G2 = ∆G5 - (∆G1 + ∆G3 + ∆G4). Thay các giá trị tương ứng ta có:
E 02 = 2,265V
2.

−
→ 2MnO 4 + MnO2 + 2H2O
3MnO 24− + 4H+ 

Từ các thế khử chuẩn E0MnO4/MnO 24− = + 0,56V và E0 MnO 24− /MnO2= + 2,265V
Áp dụng cho phản ứng trên ta có ∆E Pu = + 1,70V, nghĩa là ∆G Pu = -nFE0 < 0.
0

0

Vậy phản ứng tự xảy ra được.
3. Theo đầu bài H2O + e 
→


(1)
( 2)
( 3)
(5)
(5)
Br2 →
A →
B →
C →
D →
E

1) Tác dụng với KClO3
2) Tạo B là axit HXO3 có thể tồn tại ở dạng tinh thể với X là halogen.
3) Tác dụng với dung dịch Ba(OH)2.
4) Nhiệt phân.
5) E là axit của halogen ở dạng lai hóa sp3d2.
Hướng dẫn giải:

+3e

3+

Fe

0
E2

Fe
0

Fe2+ - e 

− nE

− 1× 0,76

log K = 0,059 = 0,059 = −12,88 ⇒ K = 1,314.10-13
b) Trong môi trường kiềm: Fe2+ tồn tại dưới dạng Fe(OH)2
Fe(OH)2  Fe2+ + 2OH−

T1 = 1,65.10-15

Fe2+  Fe3+ + e

K

Fe3+ + 3OH−  Fe(OH)3

T −21 = (3,8.10-38)-1

Phản ứng chung: Fe(OH)2 + OH−  Fe(OH)3

K’

K’ = T1 K.T −21 = 5,7.10-9 > > 1,31.10-13
Vì vậy tính khử của Fe2+ trong kiềm mạnh hơn trong môi trường trung tính.
2.

Br2 + 2KClO3 
→ Cl2 + 2KBrO3


a) Viết phương trình hóa học khi pin hoạt động. Tính suất điện động của
pin ở điều kiện tiêu chuẩn.
b) Nếu [Ag+] = 0,1M và [Fe2+] = [Fe3+] = 1M thì phản ứng trong pin xảy
ra như thế nào?
c) Nhận xét về ảnh hưởng của nồng độ chất tan đến giá trị của thế điện
cực và chiều hướng của phản ứng xảy ra trong pin.
3. Hoàn thành và cân bằng phản ứng oxi hóa - khử sau đây bằng phương
pháp ion - electron:
a) Fe3P + NO 3− + ? → Fe3+ + H2PO −4 + ?
−

2−

b) Sn2+ + BrO 3 + Cl− + H+ → Br− + SnCl 6 + ?
Đáp án:
1. Do pH=1 nên môi trường trong dung dịch là môi trường axit → quá
trình tạo phức hidroxo của các ion có thể bỏ qua. Ta có các cân bằng sau:
5 E10
0 , 0592

1×

MnO + 8H + 5e ←→ Mn + 4H2O

K1 = 10

5×

Fe2+ ←→ Fe3+ + 1e

0

0,01
5

0,01

2.10-3

0,01

Vì K-1 = 10-62,4 rất nhỏ nên phản ứng xảy ra giữa Mn 2+ và Fe3+ là không
đáng kể, khi đó có thể tính theo cặp MnO −4 /Mn2+:

E=E

0
MnO −4 / Mn 2 +

[

][ ]
[ ]

0,0592 MnO −4 H +
+
lg
n
Mn 2+


Epin = E pin +

= 0,029 +

[

]

]

0,059 0,1.1
lg
= -0,03V < 0
1
1

⇒ Phản ứng xảy ra theo chiều ngược lại.
c) Kết quả cho thấy: Ở điều kiện chuẩn thì suất điện động của pin là 0,029v
Khi nồng độ của [Ag+] giảm đi 10 lần thì thế điện cực của cặp Ag+/Ag là:
E Ag

+

0

/ Ag

= E Ag

+


BrO 3− + 6H+ + 6e → Br− + 3H2O

×1

3Sn2+ + BrO 3− + 6H+ → Br− + 3H2O + 3Sn4+
Câu 12:
1. M là chất rắn có tính oxi hóa mạnh, tan được trong nước. Nhiệt phân M
thu được các sản phẩm P (rắn), Q (rắn), R (khí) cũng là những chất có tính oxi
18


hóa mạnh. Hòa tan P vào nước, sau đó sục khí clo vào thu được dung dịch chứa
M. Nung chảy chất Q với kiềm trong điều kiện có mặt oxi tạo thành chất P (màu
lục). Nếu đun nóng chất rắn Q với axit sunfuric thì thu được chất khí R và một
dung dịch có màu hồng của chất E, biết E là sản phẩm khử của M trong quá
trình điều chế clo khi cho M tác dụng với KCl có mặt axit sunfuric. Biết M, P,
Q, E đều chứa cùng một kim loại. Viết các phương trình hóa học cho các quá
trình biến đổi trên.
2. Chất X ở dạng tinh thể mà trắng có các tính chất sau:
- Đốt X ở nhiệt độ cao cho ngọn lửa màu vàng.
- Hòa tan X vào nước đựng dung dịch A. Sục khí SO 2 từ từ qua dung dịch
A thấy xuất hiện màu nâu. Tiếp tục sục SO2 vào thì màu nâu biến mất, thu được
dung dịch B. Thêm vào ít HNO3 vào dung dịch B, sau đó thêm dung dịch
AgNO3 dư tạo thành kết tủa màu vàng.
- Mặt khác, nếu hòa tan hoàn toàn 0,1 gam X vào nước, thêm dư KI và vài
ml H2SO4 loãng, lúc đó dung dịch có màu nâu. Chuẩn độ dung dịch thu được
bằng Na2S2O3 0,1 M đến khi mất màu cần dùng 37,4 ml dung dịch Na2S2O3.
a) Viết các phương trình hóa học của phản ứng xảy ra dạng ion.
b) Tìm công thức phân tử của X.

Phản ứng của X với SO2 chứng minh X có tính oxi hóa.
Từ lập luận trên, X có cation Na+ và anion IO −x
Đặt công thức của X là NaIOx
Phản ứng dạng Ion:
2IO −x + (2x-1)SO2 + 2(x-1)H2O → (2x-1)SO 24− +I2 + (4x-4)H+

(1)

I2 + 2H2O + SO2 → 2I− + SO 24− + 4H+

(2)

Ag+ + I− → AgI

(3)

IO −x + (2x-1) I− + 2xH+ → xI2 + x H2O
I2

+

Na2S2O3

→

(4)

2NaI + Na2S4O6

(5)

0,082.(273 + 27)

Khi phản ứng hết với dung dịch B: số mol KMnO4 là:
5.0,06.0,05 = 0,015 mol
Khối lượng muối trung hòa thu được là: 7,274.5 = 36,37 gam
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2

(1)

Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2

(2)

10FeSO4+2KMnO4+8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3+ K2SO4+2MnSO4+ 8H2O (3)
0,075

← 0,015

→ 0,0375
20

→ 0,0075 → 0,015 (mol)


Khối lượng muối tạo thành từ (3):
0,0375.400 + 0,0075.174 + 0,015.151 = 18,57 gam
Vậy trong dung dịch C còn lại một lượng muối là:
36,37 - 18,57 = 17,8 gam
⇒ Chắc chắn dung dịch chứa MgSO4.
- Nếu M MgSO = 17,8 gam thì n MgSO =


4

4

4

Ta có các phương trình: n H 2 = x + y = 0,05 (*)
n FeSO = y + z = 0,075 (**)
4

m Fe2 (SO 4 )3 (4) + m MgSO = 400z + 120x = 17,8 (***)
4

Giải hệ (*), (**) và (***) ta có: x = 0,015; y = 0,035; z = 0,04.
Vậy: a = 0,36 gam; b = 1,96 gam; c = 9,28 gam.
Câu 13:
0

1. Cho E Ag

+

/ Ag

0

E Fe

= 0,80V;


= 1,26V;

(4)


1.1. a) Thiết lập một sơ đồ pin để xác định tích số tan của AgI. Viết các
phương trình hóa học của các phản ứng xảy ra trên mỗi điện cực và trong pin.
b) Tính độ tan (S) tại 250C của AgI trong nước.
1.2. a) Lập pin điện trong đó xảy ra sự oxi hóa ion Fe 2+ thành ion Fe3+ và
sự khử ion Au3+ thành ion Au+. Viết các phương trình hóa học của các phản ứng
xảy ra trên mỗi điện cực và trong pin.
b) Tính sức điện động chuẩn của pin và hằng số cân bằng của phản
ứng xảy ra trong pin này.
2. Để xác định hằng số tạo phức (hay hằng số bền) của ion phức
[Zn(CN)4]2-, người ta làm như sau:
Thêm 99,9 ml dung dịch KCN 1M vào 0,1 ml dung dịch ZnCl 2 0,1M để
thu được 100 ml dung dịch ion phức [Zn(CN)4]2- (dung dịch A). Nhúng vào A
hai điện cực: điện cực kẽm tinh khiết và điện cực so sánh là điện cực calomen
bão hòa có thế không đổi là 0,247V (điện cực calomen trong trường hợp này là
cực dương). Nối hai điện cực đó với một điện thế kế, do hiệu điện thế giữa
chúng được giá trị 1,6883V.
Hãy xác định hằng số tạo phức của ion phức [Zn(CN) 4]2-. Biết thế oxi hóa
RT
ln = 0,0592 lg (ở 250C).
F

- khử tiêu chuẩn của cặp Zn2+/Zn bằng -0,7628V;
Đáp án:


−E0
Ag + / Ag
AgI / Ag , I −

) / 0 , 059

K S−1
≈ 1,0.1016

→ KS = 1,0.10-16.
b) Gọi S là độ tan của AgI trong nước nguyên chất, ta có:
22

(1)


AgI↓  Ag+ + I−
S

KS = 10-16

S

Vì quá trình tạo phức hidroxo của Ag + không đáng kể, I− là anion của axit
mạnh HI, nên:
S = K S = 1,0 . 10-8M
2. Theo quy ước: quá trình oxi hóa Fe 2+ xảy ra trên anot, quá trình khử
Au3+ xảy ra trên catot, do đó điện cực Pt nhúng trong dung dịch Fe 3+, Fe2+ là
anot, điện cực Pt nhúng trong dung dịch Au3+, Au+ là catot:
3+


K 1−1
K2
K

(2)

) / 0 , 059

Trong đó thế khử chuẩn của cặp Fe 3+/Fe2+ được tính (hoặc tính theo hằng
số cân bằng) như sau:
Fe3+ + 3e  Fe

E0(1) = -0,037V;

∆G0(1) = -3FE0

(1)

Fe2+ + 2e  Fe

E0(2) = -0,440V;

∆G0(2) = -2FE0

(2)

Fe + e  Fe

− ∆G 0 (3)

3+

/ Fe2

+

= 0,49V

2. Phản ứng tạo phức:
Zn2+ + 4CN− → [[Zn(CN)4]2-]
[ Zn(CN) 24− ]
β1,4 =
[ Zn 2+ ][CN − ]4

(1)

Theo đề bài, rất dư CN− nên sự tạo phức xảy ra hoàn toàn.
[[Zn(CN)4]2-] = C =

0,1.0,1
= 10-4 M
100

[CN−] = 1 - 1.10-4 ≈ 1
23


Để tính β thì cần xác định nồng độ [Zn2+].
0,0592
. lg[ Zn 2+ ]

4

2

−
4

2

2−
+
4 ,H

/ MnO 2

0
= 2,26V; E MnO ,H
2

+

/ Mn 2 +

= 1,23V.

2−
4

b) Nhận xét về khả năng oxi hóa của ion pemanganat trong môi trường
axit, trung tính và bazơ. Giải thích.

4

2

2−
4

5.1, 51

MnO −4 + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O

K1 = 10 0,0592

Mn2+ + 2 H2O  MnO2↓ + 4H+ + 2e

K −21 = 10 0,0592

MnO2 + 2H2O  MnO 24− + 4H+ + 2e

K 3−1 = 10 0,0592

−
4

MnO + 1e  MnO

2−
4

−2.1, 23


−2.1, 23

Mn2+ + 2H2O  MnO2↓ + 4H+ + 2e

K −21 = 10 0,0592

4 × H2O  H+ + OH−

KW = 10-14

MnO + 2H2O + 3e  MnO2↓+ 4 OH
−
4

0
K5 = K1. K −21 . K 4w → E MnO ,H O / MnO
−
4

=
b)

2

−

K5 =

3E0

MnO −4 mạnh nhất trong môi trường axit và yếu nhất trong môi trường bazơ, bởi vì:
E 0MnO− ,H + / Mn 2+ = E 0MnO− ,H + / Mn 2+ + 0,0592 lg [ MnO 4 ][. H
−

4

[Mn ]
2+

5

4

]

+ 8

Do đó khi pH tăng, [H+] giảm, tính oxi hóa của MnO −4 giảm.
c)

MnO −4 + 5Fe2+ + 8H+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
t
2MnO −4 + 3Mn2+ + 2H2O →
MnO2↓ + 4H+
0

2MnO −4 + SO 32− + 2HO− → 2MnO 24− + SO 24− + H2O
2. a) Ta có 2 ×

0 ,16


= 1011,16

Ta thấy K lớn nên Cu2+ oxi hóa được I− tạo kết tủa CuI.
−

b)

2Cu2+ + 5I−  2CuI + I 3

Ban đầu:

0,01

1

Cân bằng:

-

0,975

K = 1011,16
0,005

K S 10 −12
→ [Cu ] = − =
= 1,026.10-12 M
[I ] 0,975
+