1. PHẢN ỨNG OXI HOÁ – KHỬ VÀ ĐIỆN HOÁ HỌC
I. Khái niệm về pư oxi hoá – khử. Cân bằng pư oxi hoá – khử
1. Định nghĩa
Ta có thể chia các phản ứng hóa học làm hai loại: phản ứng có sự trao đổi
electron giữa các nguyên tử, và phản ứng không có sự traođổi electron giữa các
nguyên tử
* Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hóa học trong đó có sự trao đổi
electron giữa các nguyên tử của các chất tham gia pư do đó làm biếnđổi số oxi
hoá của chúng
Số oxi hoá là điện tích của một nguyên tử trong phân tử nếu giả thiết rằng các
liên kết hoá học trong phân tử đó hoặc là liên kết cộng hoá trị không phân cực
(khi hai nguyên tử liên kết có độ âm điện bằng nhau VD: đơn chất) hoặc là liên
kết ion (khi hai nguyên tử liên kết có độ âm điện khác nhau VD: hợp chất).
2. Quy tắc tính số oxi hoá
+ Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong một phân tử bằng 0.
+ Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong một ion bằng điện tích
của ion đó.
+ Trong hợp chất thường số oxi hoá của hiđro là + 1; của oxi là - 2, của
kim loại là điện tích của ion đơn nguyên tử của kim loại đó...
Dựa vào sự thay đổi số oxi hoá của nguyên tử trong PƯOK mà ta xác
định được sự cho, nhận electron.
0 +2 +2 0
Ví dụ: Zn + Cu SO 4 → Zn SO 4 + Cu (1)
0 +2
Zn → Zn + 2e (2)
+2 0
Cu + 2e → Cu (3)
+ Chất khử (Kh1) là chất nhường e (hay chất tăng số oxi hoá, chất bị oxi
hoá) chuyển thành dạng oxi hoá liên hợp (Ox1) (hay sản phẩm bị oxi hoá).
Sự nhường e (2) (hay sự tăng số oxi hoá) gọi là sự oxi hoá
+ Chất oxi hoá (Ox2) là chất nhận e (hay chất giảm số oxi hoá, chất bị khử)
chuyển thành dạng khử liên hợp (Kh2) (hay sản phẩm bị khử).
Sự nhận e (3) (hay sự giảm số oxi hoá) gọi là sự khử.
Từ đó ta có thể hiểu PƯOK đơn giản như sau:

2. Sự oxi hoá : Kh1 → Ox1 + ne (4)
Sự khử: Ox2 + ne → Kh2 (5)
PT PƯOK Kh1 + Ox2 → Ox1 + Kh2 (6)
Như vậy Ox1 và Kh1 hay Ox2 và Kh2 tạo những cặp oxi hoá - khử được kí
hiệu là Ox/ Kh
Ví dụ : Cu2+/ Cu ; Zn2+ / Zn ; Cl2 / 2Cl- .....
+ Lợi ích của số oxi hoá:
Đặc trưng cho pư oxi hoá – khử
Mọi sự giảm số oxi hoá là sự khử
+ Thang số oxi hoá: Trên cùng một thang các số oxi hoá, người ta biểu
diễn các trạng tháI oxi hoá khác nhau của cùng một nguyên tố
+ Tiên đoán những thuộc tính hoá học: Các thang số oxi hoá cho phép
liên hệ số electron trao đổi với biến thiên số oxi hoá
Một pư, trong đó sự oxi hoá và khử xảy ra đồng thời trên cùng một
nguyên tố, gọi là pư dị li
VD: Nước oxi già dị li thành nước và oxi
H2O2 1/2 H2O2 + H2O
2O-1 → O0 + O-2
1.3.2. Các phương pháp lập PTHH của PƯOK.
+ Thông thường lập PTHH của PƯOK ta thực hiện hai bước :
Bước 1: Viết sơ đồ phản ứng : Các chất phản ứng → các chất tạo thành.
Bước 2: Chọn hệ số thích hợp đặt trước công thức hoá học của mỗi chất
trong sơ đồ phản ứng thể hiện sự bảo toàn nguyên tử mỗi nguyên tố hoá học
trong PƯHH. Bước này gọi là cân bằng phản ứng
+ Có 4 phương pháp lập phương trình PƯOK được đề cập đến trong
chương trình hoá học phổ thông.
Phương pháp Đại số (PPĐS)
+ Là phương pháp được áp dụng ở cấp THCS, khi học sinh chưa nghiên
cứu về số oxi hoá. Phương pháp này dựa trên nguyên tắc tổng số mol nguyên tử
của mỗi nguyên tố hoá học không thay đổi trong PƯHH.
Ví dụ: Lập PTHH của phản ứng có sơ đồ :
t0
Fe3O4 + CO Fe + CO2

3. Bước 1: Đặt hệ số là các ẩn số
a Fe3O4 + b CO → c Fe + d CO2
Bước 2: Thiết lập các phương trình bảo toàn nguyên tử của các nguyên tố
hoá học.
nguyên tố sắt : 3a = c (I)
nguyên tố cacbon : b = d (II)
nguyên tốt oxi : 4a + b = 2d (III)
Bước 3: giải hệ phương trình đại số vừa thiết lập ở bước (2) tìm tỉ lệ
a : b : c : d tối giản và nguyên. Từ đó chọn được hệ số thích hợp thế (II) vào
(III) → 4a + d = 2d ⇔ 4a = d . (IV), (I), (II), (IV) → a: b : c : d = 1: 4 : 3 : 4.
Bước 4: Viết hệ số vừa chọn vào trước CTHH trong PT
Fe3O4 + 4 CO → 3 Fe + 4 CO2
Nhận xét: PPĐS là phương pháp thiết lập PƯHH chung, có thể áp dụng
cho sơ đồ phản ứng hoá học bất kì, không phụ thuộc việc tính số oxi hoá. Trong
một số trường hợp, phương pháp này cho phép thiết lập PƯOK rất nhanh. Ví dụ:
lập PTHH có sơ đồ sau:
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O.
Nhận thấy Oxi chỉ có trong KMnO 4 (vế trái) và trong H2O (vế phải) có đơn
chất Cl2 (vế phải) dùng PPĐS: cân bằng oxi → cân bằng H, K, Mn → cân bằng Cl
5
sau cùng, ta được : KMnO4 + 8HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + 4H2O.
2
→ Nhân cả 2 vế của PTHH trên với 2 ta được
2KMnO4 + 8HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O.
+ Trong một số PƯOK phức tạp phương pháp này trở nên phức tạp do có
quá nhiều ẩn hoặc có quá nhiều phương trình đồng thời chỉ áp dụng được
phương pháp này khi đã biết rõ sơ đồ phản ứng.
Phương pháp thăng bằng electron (PPTBe)
Phương pháp này dựa trên nguyên tắc: Tổng số electron do chất khử
nhường phải đúng bằng tổng số electron mà chất oxi hoá nhận (ne cho = ne nhận)
Ví dụ: Lập PTHH của PƯOK có sơ đồ sau:
FeO + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + H2O
Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.

4. +2 +3 +3 +2
Fe O + H N O3 → Fe( NO 3 ) 3 + N O + H 2 O
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá, quá trình khử và cân bằng mỗi quá trình.
Fe2+ → Fe+3 + 1e (1) ( quá trình oxi hoá)
N+5 + 3 e → N+2 (2) ( quá trình khử).
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp sao cho : ne cho = ne nhận
Hệ số của (1) là (3) ; Hệ số của (2) là 1.
Bước 4: Đặt hệ số vừa chọn vào CTHH tương ứng, hoàn thành PTHH
3 FeO + 10 HNO3 → 3 Fe(NO3)3 + NO + 5 H2O
Hệ số của N+5 trong HNO3 bằng tổng N+5 và N+2 ở vế trái được hiểu là
trong 10 N+5, chỉ có 1 N+5 đóng vai trò chất oxi hoá, còn 9 N+5 đóng vai trò tạo
môi trường.
Nhận xét PPTBe không những thiết lập được mọi PƯOK bất kì một cách
khoa học mà còn chỉ rõ chất oxi hoá, sự khử; chất khử, sự oxi hoá .
Từ PPTBe, ta còn ứng dụng trong giải các bài tập có đồng thời nhiều
PƯOK trên cơ sở sự bảo toàn electron.
Tuy nhiên PPTBe không phân tích rõ bản chất của PƯOK trong dd chất
điện li.
Phương pháp thăng bằng ion - electron (PPTBIe)
Phương pháp này cũng dựa trên nguyên tắc:
Tổng số e chất khử nhường = Tổng số e chất oxi hoá nhận.
Ví dụ: Lập PTHH của PƯOK có sơ đồ:
NO2− + MnO4 + H + → NO3− + Mn 2 + .......
−
Bước 1: Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.
+3 +7 +5
N O2 + Mn O4 + H + → N O3− + Mn+ 2
− −
Bước 2: Viết quá trình oxi hoá, quá trình khử và cân bằng mỗi quá trình,
theo nguyên tắc.
+ Viết đúng dạng tồn tại trong dd của chất oxi hoá, chất khử, sản phẩm bị
khử và bị oxi hoá
+ Xét đến sự tham gia của chất tạo môi trường bằng cách: thêm vào nửa
phương trình khử hoặc nửa phương trình oxi hoá như sau:
Thêm vào vế Thêm vào vế
dư oxi thiếu oxi

5. môi trường axit hoặc sinh ra axit H+ H2O
môi trường bazơ hoặc sinh ra bazơ H2O OH-
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp sao cho ne cho = ne nhận sau đó cộng 2 quá
trình oxi hoá và khử ta được PT ion của phản ứng đã cho.
+3 +5
5 N O2 + H 2O → N O3− + 2e + 2 H +
−
+7
2 Mn O4 + 8 H + + 5e → Mn 2 + + 4 H 2O
−
5 NO2 + 2 MnO4 + 6 H + → 5 NO3− + 2 Mn 2 + + 3H 2O
− −
Nhận xét: Đây là phương pháp khoa học nhất để lập PTHH của PƯOK
xảy ra trong dd chất điện li. Phương pháp này phân tích rõ:
+ Chất oxi hoá - sự khử ; chất khử - sự oxi hoá
+ Vai trò của môi trường trong PƯOK
+ Bản chất của PƯOK trong dd chất điện li.
VD:
II. Pin Galvani và sức điện động. Pt Nernst.
+ Khi PUOK tự xảy ra trong một dụng cụ đặc biệt có tên gọi là Pin Daniel
- Jacobi có cấu tạo như hình 1, thì sinh ra dòng điện. Hoạt động của Pin Daniel -
Jacobi
+ Tại bề mặt thanh kẽm
có quá trình oxi hoá:
Zn → Zn2+ + 2e (1)
+ Tại bề mặt thanh
đồng có quá trình khử:
Cu2+ + 2e → Cu (2)

6. Nhờ điện kế xác định được dòng e theo dây dẫn đi từ thanh kẽm (anot)
sang thanh đồng (catot) tạo ra dòng điện hoá học (ở mạch ngoài). Quá trình (1)
xảy ra làm dd ZnSO4 tăng nồng độ Zn2+; quá trình (2) xảy ra làm dd CuSO4
giảm nồng độ Cu2+. Điện tích trong hệ vẫn cân bằng nhờ sự chuyển dịch của
dòng ion ở "mạch trong" theo sơ đồ:
Zn2+ Cầu muối SO42-
dd ZnSO4 NH4 NO3 dd CuSO4
- +
NO 3 NH 4
Dòng electron có thể tự chuyển dịch từ cực kẽm sang cực đồng chứng tỏ
có sự chênh lệch điện thế gây ra bởi khả năng oxi hoá khử khác nhau của 2 cặp
oxi hoá khử tại 2 điện cực Zn2+/ Zn và Cu2+/ Cu.
Rõ ràng cực đồng có điện thế dương hơn cực kẽm nên cực đồng có dấu
dương, cực kẽm có dấu âm.
* Điện cực : Gồm một cặp oxi hoá - khử:
- Điện cực loại I: Là điện cực gồm một thanh kim loại M nhúng trong dd
Mn+ (muối của M). Ví dụ : thanh kẽm nhúng trong dd ZnSO4 ta có điện cực
Zn2+/Zn.
- Điện cực loại II: Là điện cực gồm một thanh kim loại M được phủ một
hợp chất ít tan của M (muối hay hiđroxit) nhúng vào dd chất điện li có chứa
anion của hợp chất ít tan đó. Ví dụ: điện cực calomen: Cl- / Hg2Cl2/ Hg.
- Điện cực loại III: Gồm một thanh kim loại trơ (Pt hoặc Au) hay thanh
than chì nhúng trong dd chứa cả dạng oxi hoá và dạng khử của cặp oxi hoá khử.
Ví dụ: (Pt) Fe3+/ Fe2+.
- Điện cực Hiđro tiêu chuẩn: Một thanh platin phủ bột min platin trên bề
mặt (để hấp phụ H2 và xúc tác quá trình oxi hoá - khử của cặp 2H+/ H2) nhúng
vào dd axit có [H+] = 1M hay pH=0. Người ta bơm khí H2 vào bình đến khi áp
suất riêng phần của H2 là 1 atm, khi đó trên bề mặt thanh platin xuất hiện cặp oxi
hoá - khử: 2H+ + 2e H2
* Nửa pin: gồm một điện cực tiếp xúc với dây dẫn điện
* Tế bào ganvani (galvania cell hay tế bào điện hoá) là tập hợp gồm 2
nửa pin được nối với nhau bằng chất điện li hoặc màng ngăn xốp.
* Pin: Một tế bào ganvani hoạt động như một máy phát điện.

7. + Sơ đồ pin: mỗi pin được sơ đồ hoá theo qui ước sau:
- Viết điện cực âm bên trái, điện cực dương bên phải. Ví dụ: pin Zn - Cu:
(-) Zn(r) Zn2+(aq) Cu2+(aq) Cu(r) (+)
- Một gạch đứng ( ): biểu thị sự tiếp xúc giữa 2 pha khác nhau
- Hai gạch đứng ( ): Biểu thị sự tiếp xúc giữa 2 chất điện li.
- Điện cực trái (anot) luôn xảy ra quá trình oxi hoá (làm phát sinh dòng
electron) là cực âm.
- Điện cực phải (catot): luôn xảy ra quá trình khử (tiêu hao dòng electron)
là cực dương.
- Chiều của dòng điện mạch ngoài: Dòng electron đi từ cực âm (anot ở
bên trái) sang cực dương (catot ở bên phải) qua dây dẫn nối với mạch ngoài.
* Suất điện động (vôn): hiệu điện thế cực đại của hai điện cực (có thể
dùng điện kế để đo hiệu điện thế giữa 2 điện cực).
2. Phương trỡnh Nernst về sức điện động
Pư oxi hoá – khử xảy ra trong pin điện có thể được viết tổng quát:
aOX1 + bKh2 cKh1 + dOX2
Pt đẳng nhiệt Van’t Hoff áp dụng cho pư trên có dạng:
a c .a d
kh OX
∆G = ∆G 0 + RTln 1 2
a a .a b
OX Kh
1 2
Khi pin làm việc trong đk thuận nghịch nhiệt động thỡ năng lượng của pư ∆ G sẽ
bằng công điện cực đại do pin sinh ra - ∆ G = A’max = nFE ( n là số electron
trao đổi giữa hai cặp oxi hoá – khử ; F là hằng số Faraday = 96500 culông(C)
Ở đk chuẩn: ∆ G0 = -nFE0 là sức điện động chuẩn
Đưa các giá trị ∆ G; ∆ G0 vào pt đẳng nhiệt Van’t Hoff trên, ta được:
a c .a d
0 RT kh OX
E=E - ln 1 2 (Đây là pt Nernst)
nF a a .a b
OX Kh
1 2
Tại 250C, thay R=8,314J/Kmol; F=96500C(1C=1J/von.mol), ta được pt Nernst

8. a c .a d
0,059 kh1 OX2
E = E0 - lg
n a a .a b
OX Kh
1 2
Ở đkcb, ∆ G = -nFE=0 => Electron = 0 => E0 = 0,059/n lgK
Trong đó K là hằng số cân bằng của pư oxi hoá – khử xảy ra trong pin, và
thường có giá trị rất lớn, chứng tỏ pư trong pin thực tế là hoàn toàn.
7.3. Thế điện cực chuẩn. Dóy điện hoá.
1. Thế điện cực chuẩn
Khả năng oxi hoá - khử của các chất được phản ảnh qua khả năng nhận
hoặc cho electron của chúng.
Khả năng này được đánh giá bằng đại lượng thế điện cực của cặp oxi hoá
- khử trong điều kiện xác định.
0
Thế điện cực chuẩn của cặp oxi hoá khử Mn+/ M ( E M n+
/M
) có số trị bằng
suất điện động của pin tạo bởi điện cực hiđro chuẩn và điện cực của kim loại M
với dấu dương hoặc dấu âm là dấu của điện cực kim loại M đó.
Theo quy ước: Epin = Eđc phải - Eđc trái
Ở 250 và khi hoạt độ của các dạng oxi hoá, khử bằng 1M ta có "suất điện
động chuẩn" : E0pin.
Quy ước E 20H +
/ H2
= 0,00V ở mọi nhiệt độ, nên trong pin điện hoá nói trên
0
- Nếu điện cực kim loại M là cực âm thì E M n+
/M
= −E 0
pin
0
- Nếu điện cực kim loại M là cực dương thì E M n+
/M
= E pin
0
Thực chất không thể xác định chính xác thế điện cực của cặp oxi hoá khử,
tuy nhiên với cách xác định tương đối như trên thì giá trị thế điện cực chuẩn cho
phép so sánh một cách tương đối mức độ thể hiện tính oxi hoá của dạng oxi hoá
hay tính khử của dạng khử:
0
+ Nếu E M n + / M càng dương thì tính oxi hoá của Mn+ càng mạnh hơn tính
oxi hoá của H+, ngược lại tính khử của M càng yếu hơn tính khử của H2.
0 0
+ Nếu E M n + / M < E R a + / R thì tính oxi hoá của Mn+ yếu hơn tính oxi hoá
của Ra+, tính khử của M mạnh hơn tính khử của R.

9. + PƯOK xảy ra thuận lợi giữa dạng oxh mạnh và dạng khử mạnh do vậy
dựa vào thế điện cực ta có thể dự đoán chiều hướng của PƯOK.
Khi hoạt độ của dạng oxh (Ox) và hoạt độ của dạng khử (Kh) khác 1 thì
E M n + / M ≠ E M n + / M . Vì thế điện cực của cặp Ox - Kh không những phụ thuộc
0
E0 mà còn phụ thuộc vào nồng độ của dạng Ox, Kh, môi trường, nhiệt độ khi
xảy ra phản ứng, sự phụ thuộc này được biểu hiện qua phương trình Nernst
Hệ : Mn+ + ne → M (3)
RT [ M n+ ]
EM n+ / M = E M n+ / M +
0
ln (4)
nF [M ]
Thay các giá trị : R = 8,314 K-1.mol-1 (hằng số khí lí tưởng)
T = 2980 K (Nhiệt độ Kenvin)
F = 96500 C/mol (hằng số Farday)
0,059 [ M n + ]
thì (4) trở thành: E M n+ / M = E 0
M n+ / M
+ lg (5)
n [M ]
Nếu M là chất rắn hoặc chất lỏng và tồn tại riêng trong một pha thì
[M] =1. Mặt khác, khi trong nửa phản ứng có những thành phần khác với dạng
oxi hoá và dạng khử liên hợp thì chúng cũng có mặt (với lũy thừa hệ số tỉ lượng)
trong phương trình Nernst.
Ví dụ: Hệ : MnO4− + 8H + + 5e → Mn 2 + + 4 H 2 O
0,059 [ MnO 4 ][ H + ]8
−
Có : E MnO −
/ Mn 2 +
=E 0
MnO4 / Mn 2 +
− + lg (6)
4
5 [ Mn 2+ ]
Hệ : [Ag(NH3)2]+ + 1e → Ag + 2NH3
+
0,059 [[ Ag ( NH 3 ) 2 ] ]
Có: E[ Ag ( NH + = E[0Ag ( NH + + lg (7)
3 )2 ] / Ag 3 )2 ] / Ag
1 [ NH 3 ] 2
2.Dóy điện hoá và ý nghĩa
+ Từ bảng các thế khử chuẩn ta thấy các kim loại đứng trên hiđro đều đẩy được
hiđro ra khỏi dd axit vỡ so với ion H+, ion kim loại có tính oxi hoá yếu hơn
M + nH+ → Mn+ + n/2 H2
Dựa vào thế khử chuẩn ta cũng thấy rằng một kim loại có thể đẩy được kim loại
đứng dưới nó ra khỏi hợp chất: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Hoặc: Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag

10. Sự đảo ngược pư không xảy ra được vỡ khả năng tham gia pư khử của Zn2+ kộm
Cu2+.
Từ những ví dụ trên ta dễ dàng tiên đoán khả năng một kim loại đẩy được ion
kim loại khác ra khỏi dd dựa vào các thế điện cực chuẩn. Khi xắp xếp thế điện
cực chuẩn theo trỡnh tự cỏc giỏ trị tăng dần thỡ thu được dóy hoạt động hoá
học của kim loại hoặc cũn được gọi là dóy điện hoá.
+ í nghĩa của dóy điện hoỏ :
a. Tiên đoán khả năng tự diễn biến của pư oxi hoá – khử : Giữa 2 cặp oxi hoá –
khử, pư duy nhất được xảy ra là pư giữa dạng oxi hoá của cặp có tính oxi hoá
mạnh hơn và dạng khử của cặp có tính oxi hoá kém hơn
VD: Pư giữa Fe và axit HCl cho sp là FeCl2 và H2 . Song sp giữa Fe và Cl2 lại
cho sp là FeCl3. Giải thớch
Giải. Trong pư giữa Fe và HCl, dạng oxi hoá là H3O+ ( φ 0 ( H+ / H2 )=0) cú thể
oxi hoỏ Fe thành Fe2+ ( φ 0( Fe2+/ Fe) = -0,44) nhưng lại không oxi hoá được Fe2+
thành Fe3+( φ 0 (Fe3+/ Fe2+) = 0,77V). Pư giữa Fe và Cl2 , chất oxi hoỏ là Cl2
( φ 0(Cl2/2Cl-) = 1,358) nên nó oxi hoá được Fe thành Fe3+ ( φ 0( Fe3+ / Fe) =-
0,036 V)
b. Tính sức điẹn động của pin : E = φ (+) - φ (-) . E > 0 vỡ nú ứng với pư tự
diễn biến trong pin. Ở đk chuẩn, ta có:
E0 = φ0 - φ0 = φ0 - φ0 = 0,337 – (-0,763) =1,1V
(+) (-) Cu2+ /Cu Zn2+ /Zn
E0 > 0 chứng tỏ ở đk chuẩn pư khử ion Cu2+ (a=1) bằng Zn tự xảy ra theo chiều
thuận Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+
c. Tiên đoán pư ưu tiên trong điện phân( đọc giáo trỡnh- t243)
6.5. Chiều diễn biến của phản ứng oxi hoá - khử.
* Phản ứng oxi hoá khử tự xảy ra theo chiều chất oxi hoá mạnh tác dụng
với chất khử mạnh tạo ra chất khử mới và chất oxi hoá mới yếu hơn.
Tức là nếu E M m + / M > E N n + / N Thì PƯOK tự phát theo chiều:
nMm+ + m N → nM + mNn+ (8)
Khi đó pin điện hoá tạo bởi 2 cặp oxi hoá khử trên có suất điện động
E N −M = E M m+ / M − E N n+ / N

11. với điện cực Nn+/N là anot (cực -) và điện cực Mm+/M là catot (cực +);
chiều dòng điện được quy ước là chạy từ cực dương sang cực âm nhưng thực
chất dòng electron tự chạy từ cực âm sang cực dương.
0 0
* Khi E M m + / M và E N n + / N cách nhau khá xa thì có thể xác định chiều
tự phát của PƯOK giữa 2 cặp oxi hoá khử này dựa vào việc so sánh các giá trị
E0
Ví dụ: Vì sao để khử Fe3+ thành Fe2+ có thể dùng I- mà không thể dùng Br-
Trả lời: So sánh E0 của cặp oxi hoá khử.
+ 0,54 + 0,77 + 1,09 (V)
I2/ 2I- Fe3+/ Fe2+ Br2/ 2Br-
Kết luận:
+ Chiều tính oxi hoá tăng dần: I2 , Fe3+ , Br2
-
+ Chiều tính khử giảm dần : I , Fe2+ , Br -
Vì vậy phản ứng tự xảy ra là:
2I - + 2Fe3+ → 2Fe2+ + I2
Thay I - bằng Br - thì phản ứng không tự xảy ra.
* Trạng thái cân bằng của PƯOK.
Xét PƯOK tổng quát : Ox1 + Kh2 → Kh1 + Ox2
Có EOx1/Kh1 = E1
EOx2/Kh2 = E2
Phản ứng tự xảy ra khi E1 > E2 . Tuy nhiên, trong quá trình phản ứng
[Ox1] và [Kh2] giảm dần, đồng thời [Oxh2] và [Kh1] tăng dần, dẫn đến E1 giảm
dần và E2 tăng dần; đến khi E1 = E2 thì PƯOK đạt đến trạng thái cân bằng.
Ox1 + Kh2 Ox2 + Kh1
Với biểu thức hằng số cân bằng.
[ Kh 2 ][Ox 2 ]
K=
[Ox1 ][ Kh1 ]
* Hằng số cân bằng (K) là đại lượng đánh giá mức độ mạnh hoặc yếu của
một phản ứng thuận nghịch xuất phát từ biểu thức:
∆G0 = -nF∆E0 (9)
∆G0 = - RTlnK (10)

12. nF
Từ (9) và (10) ta có : lnK = ∆E 0 (11)
RT
với : F = 96500 C/mol T = 298'C
R = 8,314 K-1.mol-1 Đổi ln sang lg
n
(11) trở thành lg K = ∆E 0 (12)
0,059
với ∆E = E P − ET
0 0 0
(13)
(12) trở thành :
n ( E P − ET )
0 0
n
lg K = ( E P − ET )
0 0
(14) hay K = 10 0 , 059
0,059
Hằng số cân bằng (K) còn được xác định bằng cách:
Xét phản ứng OK dạng tổng quát ở 250C:
K1 = 10 nE1
0
/ 0.059
Ox1 + ne Kh1
K 2 = 10 − nE2 / 0 ,059
0
Kh2 ne + Ox2
Ox1 + Kh2 Kh1 + Ox2 K = K 1 .K 2−1 (15)
n
Từ (15) ta có lg K = ( E10 − E2 )
0
(16)
0,059
Ý nghĩa của hằng số cân bằng
+ Căn cứ vào giá trị của hằng số cân bằng K ta có thể dự đoán được chiều
tự phát của PƯOK. Nếu K có giá trị càng lớn phản ứng xảy ra càng mạnh theo
chiều thuận. Nếu K có giá trị càng nhỏ, thì mức độ thuận nghịch của phản ứng
càng tăng.
+ Dựa vào giá trị của K ta có thể tính thế điện cực chuẩn của cặp oxi hoá -
khử.