phuong phap can bang phan ung oxi hoa khu

You are reading

phuong phap can bang phan ung oxi hoa khu

Teen Fiction

phuong phap can bang phan ung oxi hoa khu

2K 0 0

By domdommuaha

Giáo khoa hóa vô cơ tschitcm

Chương trình Hóa học

VẤN ĐỀ III HÓA VÔ CƠ

VIẾT CÁC PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ

THƯỜNG GẶP

(CÁC CHẤT OXI HÓA, CHẤT KHỬ THƯỜNG GẶP)

Để viết được các phản ứng oxi hóa khử thì chúng ta cần biết một số chất oxi hóa và một

số chất khử thường gặp. Chất oxi hóa sau khi bị khử thì tạo thành chất khử liên hợp (chất

khử tương ứng); Cũng như chất khử sau khi bị oxi hóa thì tạo thành chất khử liên hợp

(chất khử tương ứng). Ta phải biết các chất khử và chất oxi hóa tương ứng thì mới viết

được phản ứng oxi hóa khử.

I. Các chất oxi hóa thường gặp

I.1. Các hợp chất của mangan: KMnO4, K2MnO4, MnO2 (MnO4

, MnO4

, MnO2)

+7 +6 +4

- KMnO4, K2MnO4, MnO2 trong môi trường axit (H+

) thường bị khử thành muối

Mn2+

Thí dụ:

+7 +2 +2 +3

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

Kali pemanganat Sắt (II) sunfat Mangan (II) sunfat Sắt (III) sunfat

Thuốc tím

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+7 +3 +2 +5

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 →  2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O

Kali nitrit Kali nitrat

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+7 +4 +2 +6

2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 →  2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

Kali sunfit Kali sunfat

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+6 +2 +2 +3

K2MnO4 + 4FeSO4 + 4H2SO4 →  MnSO4 + 2Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

Kali manganat Sắt (II) sunfat Managan (II) sun fat Sắt (III) sunfat

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+4 -1 +2 0

MnO 2 + 4HCl(đ) → 0

MnCl2 + Cl2 + 2H2O Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

170

Mangan đioxit Axit clohđric (đặc) Mangan(II) clorua Khí clo

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+4 +2 +2 +3

MnO2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 →  MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O

Mangan đioxit Sắt (II) sunfat Mangan (II) sunfat Sắt (III) sunfat

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+7 -1 +2 0

2KMnO4 + 10NaCl + 8H2SO4 →  2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO 4 + 5Na2SO4 + 8H2O

Kali pemanganat Nat ri clorua Mangan (II) sunfat Khí clo

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+7 -1 +2 0

2KMnO4 + 16HCl →  2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O

Kali pemanganat Axit clohđric Mangan (II) clorua Khí clo

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+7 +2 +2 +3

MnO 4

+ 5Fe

+ 8H+

→  Mn2+

+ 5Fe

+ 4H2O

Ion pemanganat Ion sắt (II) Ion mangan (II) Ion sắt (III)

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+7 -3 +2 +5

8KMnO4 + 5PH3 + 12H2SO4 →  8MnSO4 + 5H3PO4 + 4K2SO4 + 12H2O

Kali pemanganat Photphin Mangan (II) sunfat Axit sunfuric

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+7 0 +2 +2

2KMnO4 + 5Zn + 8H2SO4 →  2MnSO4 + 5ZnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Kẽm

+7 +3 +3 +2 +4

2KMnO4 + 5HOOC-COOH + 3H2SO4 →  2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O

Axit oxalic Khí cacbonic

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

- KMnO4 trong môi trường trung tính (H2O) thường bị khử thành mangan đioxit

(MnO2)

Thí du:

+7 +4 +4 +6

2KMnO4 + 4K2SO3 + H2O →  MnO2 + K2SO4 + KOH

Kali pemanganat Kali sunfit Man ganđioxit Kali sunfat

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+7 +2 +4

2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O →  5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

Kali pemanganat Mangan (II) sunfat Mangan đioxit

(Chất oxi hóa) (Chất khử) Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

171

+7 -1 +4 0

2KMnO4 + 3H2O2 →  2MnO2 + 3O2 + 2KOH + 2H2O

Hiđro peoxit Mangan đioxit Khí oxi

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

- KMnO4 trong môi trường bazơ (OH-

) thường bị khử tạo K2MnO4

Thí dụ:

+7 +4 +6 +4

2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH →  2K2MnO4 + K2SO4 + H2O

Kali pemanganat Kali sunfit Kali manganat Kali sunfat

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+7 +3 +3 +6 +4

2KMnO4 + KOOC-COOK + 2KOH →  2K2MnO4 + 2KHCO3

Kali pemanganat Kali oxalat Kali manganat Kali cacbonat axit

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+7 -2 +6 0

2KMnO4 + 2KOH →  2K2MnO4 +

O2 + H2O

Kali pemanganat Kali manganat Oxi

(Chất oxi hóa cũng là chất khử) (Phản ứng oxi hóa khử nội phân tử)

Ghi chú

G.1. KMnO4 trong môi trường axit (thường là H2SO4) có tính oxi hóa rất mạnh, nên nó

dễ bị mất màu tím bởi nhiều chất khử như: Fe

; FeO; Fe3O4; SO2; SO3

; H2S; S2-

NaCl; HCl; KBr, HBr, HI; KI; Cl

; Br

; I

; NO2

; Anken; Ankin; Ankađien; Aren

đồng đẳng benzen; ...

Thí dụ: +4 +7 +6 +2

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O →  2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4

Khí sunfurơ Kali pemanganat Axit sunfuric Mangan (II) sunfat

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

Khí sunfurơ làm mất màu tím của dung dịch KMnO4 (dung dịch thuốc tím), trong đó SO2 đóng vai trò chất

khử. Khí SO2 và CO2 đều làm đục nước vôi trong (vì có tạo chất không tan CaSO3, CaCO3), nhưng CO2

không làm mất màu dung dịch KMnO4.

G.2. Để làm môi trường axit (H+

) cho các chất oxi hóa thì người ta thường dùng H2SO4

hay H3PO4 mà không dùng các axit HCl, HBr, HI vì các axit này ngoài sự cung cấp

H+

, chúng còn đóng vai trò chất khử (Cl

, Br

, I

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

172

G.3. KMnO4 có thể đóng vai trò chất oxi hóa trong môi trường axit (H+

), bazơ (OH-

hoặc trung tính (H2O). Còn K2MnO4, MnO2 chỉ có thể đóng vai trò chất oxi hóa

trong môi trường axit.

G.4. Người ta dùng KMnO4 trong dung dịch KOH đậm đặc để rửa dụng cụ thủy tinh.

II.2. Hợp chất của crom: K2Cr2O7; K2CrO4 (Cr2O7

; CrO4

K2Cr2O7 (Kali đicromat; Kali bicromat), K2CrO4 (Kali cromat) trong môi trường axit

(H+

) thường bị khử thành muối crom (III) (Cr

Thí dụ:

+6 +2 +3 +3

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

Kali đicromat Sắt (II) sunfat Crom (III) sunfat Sắt (III) sunfat

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+6 +4 +3 +6

K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 →  Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O

Kali đicromat Kali sunfit Crom (III) sunfat Kali sunfat

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+6 -1 +3 0

K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 →  Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O

Kali đicromat Kali iođua Crom (III) sunfat Iot

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+6 -2 +3 0

K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 →  Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O

Kali đicromat Hiđ ro sun fua Crom (III) sunfat Lưu huỳnh

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+6 -1 +3 0

K2Cr2O7 + 14HBr →  2CrBr3 + 3Br2 + 2KBr + 7H2O

Kali đicromat Axit bromhđric Crom (III) bromua Brom Kali bromua

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+6 -1 +3 0

K2Cr2O7 + 14HCl →  2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H2O

Kali đicromat Axit clohiđric Crom (III) clorua Clo Kali clorua

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+6 +2 +3 +4

K2Cr2O7 + 3SnCl2 + 14HCl →  2CrCl3 + 3SnCl4 + 2KCl + 7H2O

Kali đicromat Thiếc (II) clorua Axit clohiđric Crom (III) clorua Thiếc (IV) clorua

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+6 -1 +3 +1

K2Cr2O7 + 3CH3CH2OH + 4H2SO4 →  Cr2(SO4)3 + 3CH3CHO + K2SO4 + 7H2O

Kali đicromat Rượu etylic Crom (III) sunfat Anđehit axetic

(Chất oxi hóa) (Chất khử) Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

173

+6 +4 +3 +6

K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 →  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Kali đicromat Khí sunfurơ Crom (III) sunfat Kali sunfat

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

Ghi chú

G.1. Trong các phản ứng trên, màu đỏ da cam của dung dịch K2Cr2O7 trở thành màu tím

của ion Cr

trong nước. Do đó trong hóa phân tích, K2Cr2O7 trong môi trường

axit thường được dùng làm chất oxi hóa để chuẩn độ các chất khử (Căn cứ sự

mất màu vừa đủ dung dịch K2Cr2O7 sẽ biết được lượng K2Cr2O7 phản ứng vừa đủ

và từ đó biết được nồng độ của dung dịch chất khử cần xác định)

G.2. Người ta thường dùng hỗn hợp gồm hai thể tích bằng nhau của dung dịch axit

sunfuric đậm đặc (H2SO4) và dung dịch bão hòa kali đicromat (K2Cr2O7), gọi là

hỗn hợp sunfocromic hay hỗn hợp cromic, để súc các chai lọ thủy tinh. Dung

dịch này tẩy mỡ, cũng như các chất hữu cơ bám vào thành thủy tinh, nhờ tính oxi

hóa mạnh của dung dịch này.

G.3. Trong môi trường trung tính, muối cromat (CrO4

) thường bị khử tạo crom (III)

hiđroxit (Cr(OH)3)

Thí dụ:

+6 -2 +3 0

2KCrO4 + 3(NH4)2S + 2H2O →  2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 4KOH

Kali cromat Amoni sunfua Crom (III) hiđroxit Lưu huỳnh

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

G.4. Người ta dùng CrO3 (Crom (VI) oxit, Anhiđrit cromic, chất rắn có màu đỏ thẫm)

trong dụng cụ thử độ cồn của tài xế. CrO3 oxi hóa hơi rượu etylic (CH3CH2OH)

tạo anđehit axetic (CH3CHO), còn CrO3 bị khử tạo crom (III) oxit (Cr2O3, chất rắn

có màu xanh thẫm). Căn cứ vào mức độ đổi màu hay không đổi màu của CrO3 mà

cảnh sát giao thông biết được người lái xe đã uống rượu nhiều, ít hay không uống

rượu.

+6 -1 +3 +1

2CrO3 + 3CH3CH2OH →  Cr2O3 + 3CH3CHO + 3H2O

Anhiđrit cromic Etanol Crom (III) oxit Eta nal

(Đỏ thẫm) (Xanh thẫm)

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

G.4. Giữa đicromat (Cr2O7

, màu đỏ da cam) và cromat (CrO4

, có màu vàng tươi)

trong dung dịch (nước, H2O) có sự cân bằng do sự thủy phân như sau:

Cr2O7

+ H2O 2CrO4

+ 2H+

Đicromat Cromat

(màu đỏ da cam) (màu vàng)

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

174

Do đó khi cho a xit (H+

, như HCl) vào một dung dịch cromat (CrO4

, như K2CrO4)

thì thấy dung dịch chuyển từ màu vàng sang màu đỏ da cam. Nguyên nhân là khi

thêm axit vào thì nồng độ ion H+

tăng lên, nên theo nguyên lý dịch chuyển cân bằng

Le Châtelier, thì cân bằng dịch chuyển theo chiều làm hạ nồng độ ion H+

xuống, tức

theo chiều ion H+

kết hợp ion cromat để tạo ion đicromat vì thế ta thấy dung dịch

chuyển từ màu vàng sang màu đỏ da cam. Còn khi thêm bazơ (OH-

, như NaOH)

vào dung dịch đicromat (Cr2O7

, như K2Cr2O7) thì thấy dung dịch chuyển từ màu

đỏ da cam ra màu vàng. Nguyên nhân là khi thêm OH-

vào thì ion OH-

sẽ kết hợp

ion H+

(tạo chất không điện ly H2O) khiến cho nồng độ ion H+

trong dung dịch

giảm, nên theo nguyên lý dịch chuyển cân bằng, cân bằng sẽ dịch chuyển theo chiều

chống lại sự giảm ion H+

, tức là chiều tạo ion H+

, cũng là chiều tạo cromat, vì thế ta

thấy dung dịch chuyển từ màu đỏ da cam ra màu vàng tươi.

2K2CrO4 + 2HCl →  K2Cr2O7 + 2KCl + H2O

(Màu đỏ da cam) (Màu vàng tươi)

K2Cr2O7 + 2NaOH →  K2CrO4 + Na2CrO4 + H2O

(Màu đỏ da cam) Natri cromat

(Màu vàng tươi)

2Na2CrO4 + H2SO4 →  Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

Natri cromat Natri đicromat

Na2Cr2O7 + 2KOH →  Na2CrO4 + K2CrO4 + H2O

G.5. Khi cho dung dịch muối bari (Ba

, như BaCl2, Ba(NO3)2) vào dung dịch cromat

(CrO4

) hay dung dịch đicromat (Cr2O7

) đều thu được kết tủa màu vàng bari

cromat (BaCrO4). Không thu được bari đicromat (BaCr2O7) vì chất này tan trong

nước. Và vì có tạo kết tủa BaCrO4, nên nồng độ CrO4

giảm, nên cân bằng dịch

chuyển từ Cr2O7

thành CrO4

(nếu cho Ba

vào Cr2O7

, coi sự cân bằng giữa

đicromat và cromat ở ghi chú 4 trên).

BaCl2 + K2CrO4 →  BaCrO4 + 2KCl

Bari clorua Kali cromat Bari cromat Kali clorua

BaCl2 + K2Cr2O7 + H2O →  BaCrO4 + K2CrO4 + 2HCl

Bari clorua Kali đicromat Bari cromat Kali cromat Axit clohiđric

Ba(NO3)2 + Na2Cr2O7 + H2O →  BaCrO4 + Na2CrO4 + 2HNO3

Bari nitrat Natri đicromat Bari cromat Natri cromat Axit nitric

I.3. Axit nitric (HNO3), muối nitrat trong môi trường axit (NO3

/H+

+5 +4

- HNO3 đậm đặc thường bị khử tạo khí màu nâu nitơ đioxit NO2. Các chất khử thường

bị HNO3 oxi hóa là: các kim loại, các oxit kim loại có số oxi hóa trung gian (FeO,

Fe3O4), một số phi kim (C, S, P), một số hợp chất của phi kim có số oxi hóa thấp nhất Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

175

hay trung gian (H2S, SO2, SO3

, HI), một số hợp chất của kim loại trong đó kim loại

có số oxi hóa trung gian (Fe

, Fe(OH)2

Thí dụ:

0 +5 +3 +4

Fe + 6HNO3 (đ, nóng) →  Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Sắt Axit ntric Sắt (III) nitrat Nitơ đioxit

(Chất khử) (Chất oxi hóa) (Khí có mùi hắc, màu nâu)

Trong 6 phân tử HNO3 trên thì chỉ có 3 phân tử là chất oxi hóa, còn 3 phân tử tạo môi trường axit, tạo muối

nitrat.

+2 +5 +3 +4

FeO + 4HNO3(đ) →  Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O

Sắt (II) oxit

+8/3 +5 +3 +4

Fe3O4 + 10HNO3(đ) →  3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O

Sắt từ oxit

(Chất khử) (Chất oxi hóa) (1 phân tử HNO3 là chất o xi hóa, 9 phân tử tham gia trao đổi)

+2 +5 +3 +4

Fe(OH)2 + 4HNO3(đ) →  Fe(NO3)3 + NO2 + 3H2O

Sắt (II) hiđroxit Sắt (III) nitrat

(Chất khử) (Chất oxi hóa) (1 phân tử HNO3 là chất oxi hóa, 3 phân tử trao đổi, tạo môi trường axit)

0 +5 +4 +4

C + 4HNO3(đ) → 0

CO2 + 4NO2 + 2H2O

Cacbon Khí cacbonic Nitơ đioxit

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

(Cho từng giọt dd HNO3 đậm đặc vào than nung nóng, than bùng cháy)

0 +5 +6 +4

S + 6HNO3(đ) → 0

H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

Lưu huỳnh Axit nitric Axit sunfuric Nitơ đioxit

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

(Cho bột lưu huỳnh vào dd HNO3 đậm đặc đã được đun nhẹ, thấy bột lưu huỳnh tan nhanh và có khí màu

nâu đỏ bay ra)

0 +5 +5 +4

P + 5HNO3(đ) → 0

H3PO4 + 5NO2 + H2O

Photpho Axit photphoric

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 +5 +1 +4

Ag + 2HNO3(đ) →  AgNO3 + NO2 + H2O

Bạc Bạc nitrat

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

176

0 +5 +2 +4

Cu + 4HNO3(đ) →  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Đồng Đồng (II) nitrat

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 +5 +2 +4

Pb + 4HNO3(đ) →  Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Chì Chì (II) nitrat

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

Al + 6HNO3(đ, nóng) →  Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

+5 +2

- HNO3 loãng thường bị khử thành NO (khí nitơ oxit). Các chất khử thường gặp là: các

kim loại, các oxit kim loại hay hợp chất kim loại có số oxi hóa trung gian (FeO,

Fe(OH)2, Fe3O4, Fe

), một số phi kim (S, C, P), một số hợp chất của phi kim trong

đó phi kim có số oxi hoá thấp nhất có số oxi hóa trung gian (NO2

, SO3

Thí dụ:

0 +5 +3 +2

Fe + 4HNO3(l) →  Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

Bột sắt Axit nitric (loãng) Sắt (III) nitrat Nitơ oxit

(Chất khử) (Chất oxi hóa) (Khí không có, không không có màu)

+2 +5 +3 +2

3Fe(OH)2 + 10HNO3(l) →  3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O

Sắt (II) hiđroxit Sắt (III) nitrat

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

+2 +5 +3 +2

3FeO + 10HNO3(l) →  3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

Sắt (II) oxit Sắt (III) nitrat

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

+8/3 +5 +3 +2

3Fe3O4 + 28HNO3(l) →  9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O

Sắt từ oxit

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 +5 +3 +2

Cr + 4HNO3(l) →  Cr(NO3)3 + NO + 2H2O

Crom Crom (III) nitrat

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 +5 +2 +2

3Cu + 8HNO3(l) →  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Đồng Đồng (II) nitrat

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

177

0 +5 +1 +2

3Ag + 4HNO3(l) →  3AgNO3 + NO + 2H2O

Bạc Bạc nitrat

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 +5 +2 +2

3Hg + 8HNO3(l) →  3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Thủy ngân Thủy ngân (II) nitrat

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 +5 +6 +2

S + 2HNO3(l) →  H2SO4 + 2NO

Lưu huỳnh Axit nitric (loãng) Axit sunfuric Nitơ oxit

0 +5 +5 +2

3P + 5HNO3(l) + 2H2O →  3H3PO4 + 5NO

Photpho Axit nitric (loãng) Axit photphoric

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

- Muối nitrat trong môi trường axit (NO3

/H+

) giống như HNO3 loãng, nên nó oxi hóa

được các kim loại tạo muối, NO3

bị khử tạo khí NO, đồng thời có sự tạo nước (H2O)

Thí dụ:

0 +5 +2 +2

3Cu + 2NO3

+ 8H+

→  3Cu2+

+ 2NO + 4H2O

Đồng Muối nitrat trong môi trường axit Muối đồng (II)

(Chất khử) (Chất oxi hóa) (Dung dịch có màu xanh lam)

Khí NO không màu thoát ra kết hợp với O2 (của không khí) tạo khí NO2 có màu nâu đỏ

0 +5 +2 +2

3Cu + 2NaNO3 + 8HCl →  3CuCl2 + 2NO + 2NaCl + 4H2O

0 +5 +2 +2

3Cu + Cu(NO3)2 + 8HCl →  4CuCl2 + 2NO + 4H2O

Chất khử Chất oxi hóa

Ghi chú

G.1. Ba kim loại sắt (Fe), nhôm (Al) và crom (Cr) không bị hòa tan trong dung dịch

axit nitric đậm đặc nguội (HNO3 đ, nguội) cũng như trong dung dịch axit

sunfuric đậm đặc nguội (H2SO4 đ, nguội) (bị thụ động hóa, bị trơ).

Fe, Al, Cr HNO3(đ, nguội)

Fe, Al, Cr H2SO4(đ, nguội)

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

178

G.2. Để nhận biết muối nitrat, người ta cho vài giọt dung dịch axit thông thường

(như H2SO4 loãng, HCl) vào, sau đó cho miếng kim loại đồng vào, nếu thấy tạo

dung dịch màu xanh lam và có khí màu nâu bay ra thì chứng tỏ dung dịch lúc

đầu có chứa muối nitrat ((NO3

G.3. Các kim loại mạnh như magie (Mg), nhôm (Al), kẽm (Zn) không những khử

+5 +4 +2 +1 0 -3

HNO3 tạo NO2, NO, mà có thể tạo N2O, N2, NH4NO3. Dung dịch HNO3 càng

loãng thì bị khử tạo hợp chất của N hay đơn chất của N có số oxi hóa càng thấp.

Thí dụ:

Al + HNO3(đ, nguội)

Al + 6HNO3(đ, nóng) →  Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Al + 4HNO3(l) →  Al(NO3)3 + NO + 2H2O

8Al + 30HNO3(khá loãng) →  8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O

10Al + 36HNO3(rất loãng) →  10Al(NO3)3 + 3N2 + 18H2O

8Al + 30HNO3(quá loãng) →  8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

G.4. Dung dịch HNO3 rất loãng và lạnh có tác dụng như một axit thông thường (tác

nhân oxi hóa là ion H+

Thí dụ:

Al + 3HNO3(rất loãng) lạnh Al(NO3)3 +

Fe + 2HNO3(rất loãng) lạnh Fe(NO3)2 + H2

G.5. Một kim loại tác dụng dung dịch HNO3 tạo các khí khác nhau, tổng quát mỗi khí

ứng với một phản ứng riêng. Chỉ khi nào biết tỉ lệ số mol các khí này thì mới

viết chung các khí trong cùng một phản ứng với tỉ lệ số mol khí tương ứng.

Bài tập 80

Cho m gam bột kim loại kẽm hòa tan hết trong dung dịch HNO3, thu được 13,44 lít hỗn

hợp ba khí là NO2, NO và N2O. Dẫn lượng khí trên qua dung dịch xút dư, có 11,2 lít hỗn

hợp khí thoát ra. Cho lượng khí này trộn với không khí dư (coi không khí chỉ gồm oxi và

nitơ) để phản ứng xảy ra hoàn toàn, sau đó cho hấp thụ lượng khí màu nâu thu được vào

dung dịch KOH dư, thu được dung dịch D. Dung dịch D làm mất màu vừa đủ 100 ml

dung dịch KMnO4 0,4M trong môi trường H2SO4 có dư. Thể tích các khí đo ở đktc. Các

phản ứng xảy ra hoàn toàn. Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

179

a. Viết phản ứng giữa kẽm với dung dịch HNO3 có hiện diện 3 khí trong phản ứng

theo dữ kiện trên.

b. Tính m.

(Zn = 65)

ĐS: 31Zn + 80HNO3 →  31Zn(NO3)2 + 2NO2 + 4NO + 6N2O + 40H2O

m = 100,75 gam

Bài tập 80'

Hòa tan hết m gam bột nhôm cần dùng V(ml) dung dịch HNO3 30% (khối lượng riêng

1,18 g/l), có 1,568 lít hỗn hợp A gồm ba khí NO, N2O và N2 thoát ra (ở 27,30

C; 836

mmHg), đồng thời thu được dung dịch D (trong dung dịch D không có muối amoni). Cho

lượng khí trên tiếp xúc không khí để khí NO chuyển hóa hết thành khí màu nâu NO2 , sau

đó cho lượng khí nâu này hấp thụ hết vào bình đựng dung dịch xút dư, thấy khối lượng

bình tăng 0,92 gam.

a. Xác định % thể tích mỗi khí trong hỗn hợp A, biết rằng khối lượng riêng ở đktc

của hỗn hợp A là 1,4796 g/l.

b. Viết phản ứng giữa nhôm với dung dịch HNO3 theo dữ kiện đã cho.

c. Xác định m và V.

(N = 14; O = 16; H = 1; Al = 27)

ĐS: a. 28,57% NO; 28,57% N2O; 42,86% N2

b. 52Al + 192HNO3 →  52Al(NO3)3 + 6NO + 6N2O + 9N2 + 96H2O

c. m = 4,68g; V = 113,898 ml

I.4. Axit sunfủric đậm đặc nóng, H2SO4(đ, nóng); Khí sunfurơ (SO2)

+6 +4

- H2SO4(đ, nóng) thường bị khử tạo khí SO2. Các chất khử thường tác dụng với

H2SO4(đ, nóng) là: các kim loại, các hợp chất của kim loại số oxi hóa trung gian (như

FeO, Fe3O4), một số phi kim (như C, S, P), một số hợp chất của phi kim (như HI,

HBr, H2S)

Thí dụ:

0 +6 +2 +4

Cu + 2H2SO4(đ, nóng) →  CuSO4 + SO2 + 2H2O

Đồng Axit sunfuric (đặc, nóng) Đồng (II) sunfat Khí sunfurơ

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 +6 +3 +4

2Fe + 6H2SO4(đ, nóng) →  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Sắt Sắt (III) sunfat

0 +6 +1 +4

2Ag + 2H2SO4(đ, nóng) →  Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

Bạc Bạc sunfat

+2 +6 +3 +4

2FeO + 4H2SO4(đ, nóng) →  Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O

Sắt (II) oxit Sắt (III) sunfat

(Chất khử) (Chất oxi hóa) Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

180

+8/3 +6 +3 +4

2Fe3O4 + 10H2SO4(đ, nóng) →  3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O

Sắt từ oxit Sắt (III) sunfat Khí sunfurơ

Fe2O3 + 3H2SO4(đ, nóng) →  Fe2(SO4)3 + 3H2O (phản ứng trao đổi)

Sắt (III) oxit Sắt (III) sunfat

0 +6 +3 +4

Cr + H2SO4(đ, nóng) →  Cr2(SO4)3 + SO2 + H2O

Crom Crom (III) sunfat

0 +6 +4

S + 2H2SO4(đ, nóng) →  3SO2 + 2H2O

Lưu huỳnh Axit sunfuric đậm đặc nóng Khí sunfurơ

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 +6 +4 +4

C + 2H2SO4(đ, nóng) →  CO2 + 2SO2 + 2H2O

Cacbon

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 +6 +5 +4

2P + 5H2SO4(đ, nóng) →  2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O

Photpho Axit photphoric

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

-1 +6 0 +4

2HI + H2SO4(đ, nóng) →  I2 + SO2 + 2H2O

Axit iothiđric Iot Khí sunfurơ

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

-1 +6 0 +4

2HBr + H2SO4(đ, nóng) →  Br2 + SO2 + 2H2O

Axit bromhiđric Brom Khí sunfurơ

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

-2 +6 0 +4

H2S + H2SO4(đ, nóng) →  S + SO2 + 2H2O

Axit sun fuahiđric Lưu huỳnh Khí sunfurơ

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

- Các kim loại mạnh như Mg, Al, Zn không những khử H2SO4 đậm đặc, nóng thành

SO2 mà còn thành S, H2S. H2SO4 đậm đặc nhưng nếu loãng bớt thì sẽ bị khử tạo lưu

huỳnh (S) hay hợp chất của lưu huỳnh có số oxi hóa thấp hơn (H2S). Nguyên nhân

của tính chất trên là do kim loại mạnh nên dễ cho điện tử (để H2SO4 nhận nhiều điện

tử) và do H2SO4 ít đậm đặc nên nó không oxi hóa tiếp S, H2S.

Thí dụ: Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

181

Al + H2SO4(đ, nguội)

0 +6 +3 +4

2Al + 6H2SO4(đ, nóng) →  Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Nhôm Khí sunfurơ

0 +6 +3 0

2Al + 4H2SO4(khá đặc, nóng) →  Al2(SO4)3 + S + 4H2O

Lưu huỳnh

0 +6 +3 -2

8Al + 15H2SO4(hơi đặc, nóng) →  4Al2(SO4)3 + 3H2S + 12H2O

Hiđro sunfua

0 +1 +3 0

2Al + 3H2SO4(loãng) →  Al2(SO4)3 + 3H2

Hiđro

- Khí sunfurơ (SO2) oxi hóa được các chất khử mạnh như các hợp chất của phi kim có

số oxi hoá thấp (như H2S, CO), một số phi kim (như H2, C), các kim loại mạnh (như

Na, K, Ca, Ba, Mg). Nếu SO2 là chất oxi hóa thì nó thường bị khử tạo S.

+4 -2 0

SO2 + H2S →  S + H2O

Khí sunfurơ Khí hiđro sunfua Lưu huỳnh

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

Khí mùi hắc Khí có mùi trứng thúi Chất rắn, màu vàng nhạt

+4 +2 0 +4

SO2 + 2CO     →  C O Al Xt

3 2 500 ) (

S + CO2

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+4 0 0 +2

SO2 + 2C  →  C 0

800

S + 2CO

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+4 0 0 +1

SO2 + 2H2  →  C 0

500

S + 2H2O

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+4 0 0 +2

SO2 + 2Mg → 0

S + 2MgO

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

Ghi chú

G.1. Khác với HNO3, dung dịch H2SO4 loãng là a xit thông thường (tác nhân oxi hóa

là H+

), chỉ dung dịch H2SO4 đậm đặc, nóng mới là axit có tính oxi hóa mạnh (tác

nhân oxi hóa là SO4

). Trong khi dung dịch HNO3 kể cả đậm đặc lẫn loãng đều là

axit có tính o xi hóa mạnh (tác nhân oxi hóa là NO3

) Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

182

Thí dụ: 0 +1 +2 0

Fe + H2SO4(l) →  FeSO4 + H2

0 +6 +3 +4

2Fe + 6H2SO4(đ, nóng) →  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

0 +5 +3 +2

Fe + 4HNO3(l) →  Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

0 +5 +3 +4

Fe + 6HNO3(đ, nóng) →  Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

G.2. Ba kim loại Al, Fe, Cr không bị hòa tan trong dung dịch H2SO4 đậm đặc nguội

(cũng như trong dung dịch HNO3 đậm đặc nguội) (bị thụ động hóa, trơ)

Al, Fe, Cr H2SO4(đ, nguội)

G.3. Khi một kim loại tác dụng dung dịch H2SO4 tạo các chất SO2, S, H2S thì tổng quát

mỗi chất là một phản ứng độc lập. Chỉ khi nào biết tỉ lệ số mol giữa các chât

này thì mới viết chung một phản ứng gồm các chất này được.

Bài tập 81

A là một kim loại. Hòa tan hoàn toàn 1,43 gam A bằng dung dịch H2SO4 có dư 20% so

với lượng cần, thu được một khí có mùi hắc, một chất không tan có màu vàng nhạt (có

khối lượng 0,192 gam) và dung dịch B (có chứa muối sunfat của A). Cho hấp thụ lượng

khí mùi hắc trên vào 100 ml dung dịch Ca(OH)2 0,03M, thu được 0,24 gam kết tủa màu

trắng.

a. Xác định kim loại A. Cho biết dung dịch H2SO4 đem dùng không có phản ứng với

chất rắn màu vàng.

b. Tính thể tích dung dịch Ba(OH)2 0,1M cần dùng vừa đủ để khi cho tác dụng với

lượng dung dịch B trên thì thu được:

- Lượng kết tủa cực đại

- Lượng kết tủa cực tiểu.

c. Tính khối lượng kết tủa lớn nhất và nhỏ nhất thu được ở câu (b).

Các phản ứng xảy ra hoàn toàn.

(Na = 23; Mg = 24; Al = 27; K = 39; Ca = 40; Cr = 52; Mn = 55; Fe = 56; Cu = 64; Zn =

65; Ag = 108; Ba = 137; Hg = 200; Pb = 207; S = 32; O = 16; H = 1)

ĐS: Zn; 284ml; 504ml; 8,7952g; 6,6172g

Bài tập 81'

X là một kim loại. Hòa tan hết 3,78 gam A trong 51ml dung dịch H2SO4 (dùng dư 40%

so với lượng cần), thu được 1,68 lít hỗn hợp hai khí H2S và H2 (đktc) và dung dịch Y.

Dẫn hỗn hợp hai khí trên vào dung dịch CuCl2 dư, thu được 4,32 gam kết tủa màu đen.

a. Xác định kim loại X. Viết một phản ứng giữa kim loại X vừa tìm được với dung

dịch H2SO4 theo dữ kiện cho. Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

183

b. Tính nồng độ mol/lít của dung dịch H2SO4.

c. Cho từ từ V (lít) dung dịch NaOH 0,1M vào lượng dung dịch Y trên. Tìm khoảng

xác định của V hoặc trị số của V để:

α. Không có kết tủa.

β. Thu được kết tủa nhiều nhất. Tính khối lượng kết tủa nhiều nhất này.

Các phản ứng xảy ra hoàn toàn.

(Li = 7; Be = 9; Na = 23; Mg = 24; Al = 27; Ca = 40; Cr = 52; Mn = 55; Fe = 56; Ni =

59; Cu = 64; Ag = 108; Hg = 200; Pb = 208; O = 16; H = 1; S = 32)

ĐS: Al; H2SO4 7M; 2,04lít ≥ V ≥ 7,64lít; V = 6,24lít ; 10,92gam Al(OH)3

I.5. Ion H+

- Ion H+

của axit thông thường oxi hóa được các kim loại đứng trước H trong dãy

thế điện hóa. Ion H+

bị khử tạo khí H2, còn kim loại bị khử tạo muối tương ứng (ion

kim loại).

K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Pt Au

Thí dụ:

Zn + 2HCl →  ZnCl2 + H2

0 +1 +2 0

Zn + 2H+

→  Zn2+

+ H2

(Chất khử) (Chất oxi hóa) (Chất oxi hóa) (Chất khử)

Phản ứng trên xảy ra được là do: Tính khử: Zn > H2

Tính oxi hóa: H+

> Zn2+

Fe + H2SO4(l) →  FeSO4 + H2

0 +1 +2 0

Fe + 2H+

→  Fe

+ H2

(Chất khử) (Chất oxi hóa) (Chất oxi hóa) (Chất khử)

Phản ứng trên xảy ra được là do: Tính khử: Fe > H2

Tính oxi hóa: H+

> Fe

Al + 3HBr →  AlBr3 +

0 +1 +3 0

Al + 3H+

→  Al

(Chất khử) (Chất oxi hóa) (Chất oxi hóa) (Chất khử)

Phản ứng trên xảy ra được là do: Tính khử: Al > H2

Tính oxi hóa: H+

> Al

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

184

Na + HCl →  NaCl +

Cu + HCl

Ag + H2SO4(l)

Cr + 2HCl →  CrCl2 + H2

Crom Crom (II) clorua

Mg + 2CH3COOH →  Mg(CH3COO)2 + H2

Magie Axit axetic Magie axetat

Ni + 2HCl →  NiCl2 + H2

Niken Niken clorua

Hg + HBr

Thủy ngân

- Ion H+

của nước (H2O) ở nhiệt độ thường chỉ oxi hóa được các kim loại rất mạnh là

kim loại kiềm (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) và kim loại kiềm thổ (Ca, Sr, Ba, Ra). Kim

loại kiềm, kiềm thổ bị oxi hóa tạo hiđroxit kim loại, còn H+

của nước bị khử thành khí

hiđro (H2). Vì nồng ion H+

của nước rất nhỏ, nên ở nhiệt độ thường nó chỉ oxi hóa

các kim loại rất mạnh là kiềm, kiềm thổ, mà không oxi hóa được các kim loại khác.

Thí dụ:

0 +1 +1 0

2Na + 2H2O →  2NaOH + H2

Natri Nước Natri hiđroxit Khí hiđro

(Chất khử ) (Chất oxi hóa)

2K + 2H2O →  2KOH + H2

Kali

0 +1 +2 0

Ca + 2H2O →  Ca(OH)2 + H2

Canxi Nước Canxi hiđroxit Hiđro

(Chất khử ) (Chất oxi hóa)

Ba + 2H2O →  Ba(OH)2 + H2

Bari Nước Bari hiđroxit Hiđro

Al + H2O

Mg, Fe, Cu, Ag

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

185

- Ion H+

của nước (H2O) có thể oxi hóa các kim loại đứng trước H trong dãy thế điện

hóa ở nhiệt độ cao, kim loại bị oxi hóa tạo oxit kim loại, còn H+

của nước bị khử tạo

thành khí H2. Vì ở nhiệt độ cao nên hiđroxit kim loại bi nhiệt phân nên ta không thu

được hiđroxit kim loại mà là oxit kim loại.

Thí dụ:

Fe + H2O

3Fe + 4H2O < 5700

C Fe3O4 + 4H2

Sắt Hơi nước Săt từ oxit Hiđro

Fe + H2O > 5700

C FeO + H2

Sắt Hơi nước Săt (II) oxit Hiđro

Mg + H2O → 

0 +1 +2 0

Mg + H2O  →  cao t

MgO + H2

Magie Hơi nước Magie oxit Hiđro

Cu + H2O → 

Cu + H2O t

Zn + H2O

Zn + H2O  →  cao t

ZnO + H2

Kẽm Kẽm oxit

Ghi chú

G.1. Khi cho kim loại kiềm (Li, Na, K, Rb, Fr) kiềm thổ (Ca, Sr, Ba, Rn) tác dụng

với dung dịch axit thông thường thì kim loại kiềm, kiềm thổ tác dụng với H+

của axit trước (tạo muối và khí H2), khi hết axit mà còn dư kim loại kiềm, kiềm

thổ, thì kim loại kiềm, kiềm thổ mới tác dụng tiếp với dung môi nước của dung

dịch sau (tạo hiđroxit kim loại và khí H2).

Thí dụ:

Cho Na vào dung dịch HCl:

2Na + 2HCl →  2NaCl + H2

Hết HCl mà còn dư:

2Na(còn dư) + 2H2O →  2NaOH + H2

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

186

Cho Ba vào dung dịch CH3COOH:

Ba + 2CH3COOH →  Ba(CH3COO)2 + H2

Hết CH3COOH, còn Ba dư:

Ba + 2H2O →  Ba(OH)2 + H2

Bài tập 82

Cho m gam kali kim loại vào 100 ml dung dịch HCl 0,1M. Sau đó cần thêm tiếp 10 ml

dung dịch HBr 0,2M để thu được dung dịch có pH = 7.

a. Tính m.

b. Tính thể tích khí hiđro thoát ra trong thí nghiệm trên ở 27,30

C; 83,6 cmHg.

c. Xác định nồng độ mol/lít của dung dịch có pH = 7 trên.

Các phản ứng xảy ra hoàn toàn. Coi thể tích dung dịch không thay đổi trong quá trình

phản ứng.

(K = 39)

ĐS: m = 0,468g; 134,4ml; KCl 0,091M; KBr 0,018M

Bài tập 82'

Cho m gam canxi kim loại vào 200 gam dung dịch HBr 0,81%. Sau đó cần thêm tiếp 50

gam dung dịch HCl 0,73% vào để thu được dung dịch D có pH = 7.

a. Tính m.

b. Tính thể tích khí thoát ra ở đktc. Coi hơi nước bay hơi không đáng kể.

c. Xác định nồng độ % mỗi chất tan của dung dịch D.

Các phản ứng xảy ra hoàn toàn.

(Ca = 40; H = 1; Br = 80; Cl = 35,5)

ĐS: m = 0,6g; 336ml H2; CaBr2 0,8%; CaCl2 0,222%

I.6. Ion kim loại

Ion kim loại luôn luôn là ion dương. Tất cả ion kim loại đều có thể là chất oxi hóa. Nếu

là chất oxi hóa thì nó bị khử tạo ion kim loại có số oxi hóa thấp hơn hay thành kim

loại đơn chất tương ứng.

- Ion kim loại (trong dung dịch) oxi hóa được các kim loại đứng trước nó trong dãy thế

điện hóa (trừ kim loại kiềm, kiềm thổ).

K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Pt Au

→  Chiều các chất khử có độ mạnh giảm dần

K+

Mg2+

Mn2+

Zn2+

Sn2+

Pb2+

H+

Cu2+

Ag+

Hg2+

Au3+

→  Chiều các chất oxi hóa có độ mạnh tăng dần

Thí dụ:

2FeCl3(dd) + Fe →  3FeCl2(dd)

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

187

+3 0 +2

2Fe

+ Fe →  3Fe

Chất oxi hóa Chất khử

FeCl2(dd) + Zn →  Fe + ZnCl2(dd)

+2 0 0 +2

+ Zn →  Fe + Zn2+

Chất oxi hóa Chất khử

2Al + 3CuSO4(dd) →  Al2(SO4)3(dd) + 3Cu

0 +2 +3 0

2Al + 3Cu2+

→  2Al

+ 3Cu

Chất khử Chất oxi hóa

Ag + Fe(NO3)3(dd) → 

3Zn(dư) + 2Fe(NO3)3(dd) →  3Zn(NO3)2(dd) + 2Fe

0 +3 +2 0

3Zn(dư) + 2Fe

→  3Zn2+

+ 2Fe

Chất khử Chất oxi hóa

Zn + 2Fe(NO3)3(dd, dư) →  Zn(NO3)2(dd) + 2Fe(NO3)2(dd)

Zn + 2Fe

(dư) →  Zn2+

+ 2Fe

AgNO3(dd) + Fe(NO3)3(dd) → 

AgNO3(dd) + Fe(NO3)2(dd) →  Ag + Fe(NO3)3(dd)

+1 +2 0 +3

Ag+

+ Fe

→  Ag + Fe

Chất oxi hóa Chất khử

Fe + Cu(CH3COO)2(d d) →  Fe(CH3COO)2 + Cu

Cu + FeSO4(dd) →  CuSO4(dd) + Fe

Cu + Fe2(SO4)3(dd) →  CuSO4 + 2FeSO4

+3 -2 -1 -1 +2 +2 +4 0 0

- Ion Fe

(dd) oxi hóa được H2S, HI, KI, Sn2+

, Na2S2O3, SO3

, Cu, Fe. Fe

bị khử

tạoFe

, còn các chất khử trên bị o xi hóa tạo S, I2, I2, Sn4+

, Na2S4O6, SO4

, Cu2+

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

188

Thí dụ:

+3 -2 +2 0

2FeCl3 + H2S →  2FeCl2 + S + 2HCl

Chất oxi hóa Chất khử

+3 -1 +2 0

2FeCl3 + 2HI →  2FeCl2 + I2 + 2HCl

Chất oxi hóa Chất khử

+3 -1 +2 0

2FeCl3 + 2KI →  2FeCl2 + I2 + 2KCl

Chất oxi hóa Chất khử

+ 3 +2 +2 +4

2FeCl3 + SnCl2 →  2FeCl2 + SnCl4

Sắt (III) clorua Thiếc (II) clorua Sắt (II) clorua Thiếc (IV) clorua

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+3 +2 +2 +2,5

2FeCl3 + 2Na2S2O3 →  2FeCl2 + Na2S4O6 + 2NaCl

Natri tiosunfat; Natri hiposun fit Natri terationat

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+3 +4 +2 +6

2FeCl3 + Na2SO3 + H2O →  2FeCl2 + Na2SO4 + 2HCl

Natri sunfit Natri sunfat

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

2FeCl3 + Cu →  2FeCl2 + CuCl2

2FeCl3 + Fe →  3FeCl2

Fe2(SO4)3 + 6KI →  2FeI + I2 + 3K2SO4

Fe2(SO4)3(dd) + 3Na2S(dd, dư) →  2FeS + S + 3Na2SO4

Fe2(SO4)3(dd, dư) + Na2S(dd, dư) →  2FeSO4 + S + Na2SO4

(Nếu trong dung dịch loãng, còn có sự thủy phân:

Fe2(SO3)3 + 3Na2S →  2Fe(OH)3 + H2S + 3Na2SO4)

Fe2(SO4)3(dư) + 2KI →  2FeSO4 + I2 + K2SO4

Fe2(SO4)3 + 6KI(dư) →  2FeI2 + I2 + 3K2SO4

Chú ý

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

189

Do tính oxi hóa của Fe

, nó oxi hóa được I

, SO3

, S2-

, nên không có FeI3, Fe2(SO3)3,

Fe2S3 trong dung dịch. Cũng do sự thủy phân nhiều của Fe

mà không có Fe2(CO3)3,

Fe2S3 trong dung dịch (Sự thủy phân của các muối này đã đề cập ở phần qui luật thực

nghiệm sự hòa tan muối trong nước). Sự không hiện diện Fe2S3 trong dung dịch, có tài

liệu là do sự thủy phân, tạo Fe(OH)3 và H2S; Có tài liệu cho là do Fe

đã oxi hóa S2-

tạo

S, còn Fe

bị khử tạo Fe

. Có lẽ, khi dung dịch loãng (có nhiều nước) thì có sự thủy

phân hoặc có cả sự thủy phân lẫn sự oxi hóa khử. Nói chung, không thu được Fe2S3 trong

dung dịch.

Bài tập 83

Hoãn hôïp chaát raén A goàm boät saét vaø muoái baïc nitrat. Cho 250 ml H2O vaøo coác coù chöùa

m gam hoãn hôïp A. Khuaáy ñeàu ñeå phaûn öùng xaûy ra hoaøn toaøn, thu ñöôïc 5,4 gam moät

kim loaïi vaø 250 ml dung dòch B coù chöùa hoãn hôïp muoái. Cho töø töø boät kim loaïi ñoàng vaøo

löôïng dung dòch B treân thì dung dòch naøy hoøa tan ñöôïc toái ña 0,32 gam boät ñoàng vaø thu

ñöôïc dung dòch trong suoát.

a. Vieát caùc phöông trình phaûn öùng xaûy ra.

b. Tính m.

c. Tính noàng ñoä mol/lít moãi chaát tan trong dung dòch B.

(Fe = 56 ; Ag = 108 ; N = 14 ; O = 16 ; Cu = 64)

ĐS: m = 9,62g; Fe(NO3)2 0,04M; Fe(NO3)3 0,04M

Bài tập 83'

Hỗn hợp chất rắn X gồm bột kẽm và muối sắt (III) sunfat. Cho 200 ml nước vào một bình

chứa m gam hỗn hợp X. Dùng đũa thủy tinh khuấy đều để phản ứng xảy ra hoàn toàn.

Thu được chất không tan gồm 3,36 gam một kim loại và dung dịch Y có hòa tan hỗn hợp

muối. Cho dung dịch xút lượng dư vào dung dịch Y, sau khi phản ứng xong, lọc lấy kết

tủa đem nung ngoài không khí cho đến khối lượng không đổi thì thu được 11,2 gam một

chất rắn.

a. Viết các phản ứng xảy ra.

b. Tính m.

c. Tính nồng độ mol của chất tan của dung dịch Y. Coi thể tích dung dịch Y bằng

thể tích nước đã dùng.

(Zn = 65; Fe = 56; S = 32; O = 16)

ĐS: m = 50,4g; ZnSO4 0,8M; FeSO4 0,7M

I.7. Halogen X2 và các hợp chất của nó, như F2, Cl2, Br2, I2, NaClO, KClO3,

Ca(ClO)2, CaCl2O, KBrO3, KIO3, HClO4. Các chất oxi hóa halogen đơn chất có số

oxi hóa 0 hay hợp chất của halogen có số oxi hóa +1, +3, +5, +7 thường bị khử tạo

thành muối halogenua X-

(Cl

, Br

, I

) trong đó halogen có số oxi hóa bằng -1.

- Halogen nằm ở chu kỳ trên đẩy được halogen nằm ở chu kỳ dưới ra khỏi dung

dịch muối halogenua. Hay halogen đẩy được phi kim yếu hơn nó ra khỏi dung

dịch muối cũng như axit. Thực chất cũng là chất oxi hóa mạnh tác dụng với chất

khử mạnh trong dung dịch để tạo chất khử và chất oxi hóa tương ứng yếu hơn.

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

190

Thí dụ:

Cl2 + 2KBr(dd) →  2KCl(dd) + Br2

0 -1 -1 0

Cl2 + 2Br

(dd) →  2Cl

(dd) + Br2

Chất oxi hóa Chất khử Chất khử Chất oxi hóa

Phản ứng xảy ra được là do: Tính oxi hóa: Cl2 > Br2

Tính khử: Br

> Cl

0 -1 -1 0

Br2 + 2KI →  2KBr + I2

Brom Kali iođua Kali bromua Iot

(Chất oxi hóa) (Chất khử ) (Chất khử) (Chất oxi hóa)

Phản ứng xảy ra được là do: Tính oxi hóa: Br2 > I2

Tính khử: I

> Br

I2 + NaCl →  Br2 + KF → 

F2 + 2NaCl →  2NaF + Cl2

Flo (Fluor) Natri clorua Natri florua Clo

Cl2 + 2NaI →  2NaCl + I2

Br2 + 2HI →  2HBr + I2

I2 + H2S →  2HI + S

0 +2 +3 0

3F2 + 2FeCl2(khan) →  2FeF3 + 2Cl2

- Halogen X2 oxi hóa được hầu hết các kim loại để tạo muối halogenua X-

. Riêng

F2 (flo) có tính oxi hóa mạnh nhất, nó phản ứng được với tất cả các kim loại (kể

cả vàng và bạch kim) để tạo muối florua. F2, Cl2, Br2 tác dụng Fe tạo muối sắt

(III), riêng I2 chỉ tạo muối sắt (II) (Vì Fe

oxi hóa được I

tạo I2)

Thí dụ:

2Na + Cl2 →  2NaCl

Natri nóng chảy cháy trong bình khí clo cho ngọn lửa sáng chói, tạo natri clorua.

2Fe + 3Cl2 →  2FeCl3 Sắt (III) clorua Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

191

Bột sắt nóng cháy trong bình khí clo tạo thành khói màu nâu, đó là những hạt rất nhỏ sắt (III)

clorua.

Fe +

F2 →  FeF3 Sắt (III) florua

Fe +

Br2 →  FeBr3 Sắt (III) bromua

Fe + I2 →  FeI2 Sắt (II) iođua

Cu + Cl2 →  CuCl2

Nung sợi dây đồng nóng đỏ rồi cho vào bình khí clo, sợi dây đồng cháy sáng, tạo đồng (II) clorua.

2Al + 3Br2 →  2AlBr3

2Al + 3I2 →  2AlI3

- Cl2, Br2 oxi hóa được dung dịch muối sắt (II) tạo muối sắt (III). Cl2 oxi hóa H2S

tạo H2SO4. Br2, I2 o xi hoá H2S tạo S.

+2 0 +3 -1

2FeCl2 + Cl2 →  2FeCl3

Sắt (II) clorua Clo Sắt (III) clo rua

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

+2 0 +3 +3 -1

FeCl2 +

Br2 →  FeCl3 +

FeBr3

6FeCl2 + 3Br2 →  4FeCl3 + 2FeBr3

+2 0 +3 -1

2FeBr2 + Br2 →  2FeBr3

0 -2 -1 +6

4Cl2 + H2S + 4H2O →  8HCl + H2SO4

Clo Hiđro sunfua Axit clohiđric Axit sunfuric

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

Br2 + H2S →  2HBr + S

Nếu cho dung dịch H2S (axit sunfuahiđric) vào nước brom, thí thấy brom mất màu đỏ nâu và

dung dịch đục (do có tạo kết tủa S)

I2 + H2S →  2HI + S Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

192

- X2 oxi hóa được SO2 trong dung dịch tạo H2SO4

0 +4 -1 +6

Cl2 + SO2 + 2H2O →  2HCl + H2SO4

Clo Khí sunfurơ Axit clohiđric Axit sunfuric

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

0 +4 -1 +6

Br2 + SO2 + 2H2O →  2HBr + H2SO4

Brom Khí sunfurơ Axit bromhiđric Axit sunfuric

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

Khí SO2 làm mất màu đỏ nâu của nước brom

0 +4 -1 +6

I2 + SO2 + 2H2O →  2HI + H2SO4

Iot Khí sunfurơ Axit iothiđric Axit sunfuric

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

Khí SO2 làm mất màu vàng của dung dịch iot.

- Cho luồng khí flo (fluor, F2) đi qua nước nóng thì nước bốc cháy và tạo ra khí

oxi

0 -2 -1 0

2F2 + 2H2O → 0

4HF + O2

Khí flo Hơi nước Hiđro florua Khí oxi

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

Nước dập tắt lửa đám cháy, nhưng nước bốc cháy trong khí flo, giải phóng khí

oxi. Do đó khi cho F2 tác dụng với dung dịch NaCl không thu được khí clo

(Cl2) mà là có phản ứng giữa khí F2 với dung môi nước (H2O) của dung

dịch tạo khí O2.

- X2 oxi hóa được các phi kim như: H2, S, P

F2 + H2 →  2HF (Phản ứng nổ mạnh ngay cả trong bóng tối ở nhiệt độ rất

thấp, -2000

Cl2 + H2 → as

2HCl (Ở nhiệt độ thường và trong bóng tối, phản úng xảy ra

rất chậm. Nhưng khi đun nóng hay chiếu sáng mạnh thì

phản ứng xảy ra ngay và kèm theo tiếng nổ mạnh)

Br2 + H2 → 0

2HBr (Phản ứng chỉ xảy ra khi đun nóng)

I2 + H2 t

cao 2HI (Phản ứng chỉ xảy ra khi đun nóng ở nhiệt độ cao và

phản ứng thuận nghịch)

2S + Cl2 →  S2Cl2

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

193

P +

Cl2 →  PCl3

P +

Cl2 →  PCl5

P +

Br2 →  PBr3

2P + 3I2 → 0

2PI3

- KClO3, NaClO, KBrO3, KIO3 oxi hóa được các chất khử như: C, S, P, Fe

S2-

, SO3

, NH3. Còn các chất oxi hóa trên bị khử tạo Cl

, Br

, I

Thí dụ:

+5 0 -1 +4

2KClO3 + 3C → 0

6KCl + 3CO2

Kali clo rat Cacbon Kali clo rua Khí cacbonic

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

KClO3 + 6HCl →  KCl + 3Cl2 + 3H2O

+5 -1 -1 0

KClO3 + 6HBr →  KCl + 3Br2 + 3H2O

Kali clorat Axit bromhiđric Kali clorua Brom

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+5 -1 -1 0

KBrO3 + 6HI →  KBr + 3I2 + 3H2O

Kali bromat Axit iothiđric Kali bromua Iot

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+1 -3 -1 0

3NaClO + 2NH3 →  3NaCl + N2 + 3H2O

Natri hipoclorit Amoniac

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+1 -1 -1 0

NaClO + H2O2 →  NaCl + O2 + H2O

Natri hipoclorit Hiđropeoxit

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+1 -1 -1 0

NaClO + 2KI + H2O →  NaCl + I2 + 2KOH

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

194

+5 -1 -1 0

NaClO3 + 6KI + 3H2SO4 →  NaCl + 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O

Natri clorat Kali iođua Natri clorua Iot

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

Lưu ý

L.1. Khi cho khí clo vào dung dịch xút, có phản ứng:

0 -1 +1

Cl2 + 2NaOH →  NaCl + NaClO + H2O

Clo Natri clorua Natri hipoclorit

(Chất oxi hóa, Chất khử) (Phản ứng oxi hóa khử nội phân tử)

Sở dĩ có phản ứng trên là do:

Cl2 + H2O →  HCl + HClO

Axit clohiđric Axit hipoclorit

HCl + NaOH →  NaCl + H2O

HClO + NaOH →  NaClO + H2O

L.2. Dung dịch hỗn hợp các muối NaCl - NaClO (hay KCl - KClO) được gọi là nước

Javel. Nước Javel có tính oxi hóa mạnh (do có ion hipoclorit, ClO-

), được dùng để

tẩy trắng sợi bông, vải và giấy. Nước Javel không để được lâu. Trong nhà máy dệt,

nhà máy giấy, nước Javel được điều chế bằng cách điện phân dung dịch NaCl loãng

(15 - 20%) trong bình điện phân không có vách ngăn với catod bằng sắt và anod

bằng than chì (cacbon graphit).

L.3. Khi cho khí clo tác dụng dung dịch kiềm đã được đun nóng 1000

C thì thu được

muối clorat.

0 -1 +5

3Cl2 + 6NaOH  →  C 0

100

5NaCl + NaClO3 + 3H2O

Clo Natri clorua Natri clorat

(Chất oxi hóa, Chất khử) (Phản ứng tự oxi hóa khử)

0 -1 +5

3Cl2 + 6KOH  →  C 0

100

5KCl + KClO3 + 3H2O

Clo Kali clorua Kali clorat

(Chất oxi hóa, Chất khử) (Phản ứng tự oxi hóa khử)

Kali clorat dễ bị nhiệt phân tạo kali clorua và khí oxi (khi đun nóng có MnO2 làm

xúc tác). Do đó KClO3 được dùng điều chế khí O2 trong phòng thí nghiệm. Với

các chất dễ bị cháy (đễ bị khử) như lưu huỳnh (S), cacbon (than, C), photpho (P),

bột nhôm (Al), đường (C12H22O11) sẽ tạo hỗn hợp nổ với KClO3 khi va chạm (quẹt,

đập). Vì thế, KClO3 được dùng làm thuốc pháo, thuốc đầu que diêm. Trong đầu

của cây diêm quẹt có chứa 50% khối lượng KClO3. Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

195

KClO3   →  0

2 ,t MnO

KCl +

Trong công nghiệp, KClO3 được điều chế bằng cách cho khí clo đi qua nước vôi

đun nóng rồi lấy dung dịch nóng đó trộn với KCl và để nguội để cho KClO3 kết

tinh (vì KClO3 ít tan hơn CaCl2). Kali clorat còn được điều chế bằng cách điện

phân dung dịch KCl 25% ở nhiệt độ 70 - 750

6Cl2 + 6Ca(OH)2 → 0

Ca(ClO3)2 + 5CaCl2 + 6H2O

Ca(ClO3)2 + 2KCl →  2KClO3 + CaCl2

Canxi hipoclorit Kali clorat

2KCl + 2H2O đp, không vách ngăn, 750

C, anod trơ H2 + 2KOH + Cl2

Catot Anot

6KOH + 3Cl2 → 0

5KCl + KClO3 + 3H2O

(ít tan hơn KCl)

L.4. Clorua vôi (CaOCl2) là chất bột màu trắng, xốp, có mùi xốc, luôn bốc mùi khí clo.

Clorua vôi được coi là muối canxi hỗn tạp của axit clohiđric (HCl) và axit

hipoclorơ (HClO). Clorua vôi có tính oxi hóa mạnh, nó được dùng để tẩy trắng

vải, giấy và để tẩy uế các hố rác, cống rãnh, các ổ gây dịch bệnh. Do có khả năng

tác dụng với các chất hữu cơ, nên clorua vôi còn được dùng để hóa giải các chất độc

trong chiến tranh hóa học. Clorua vôi còn được dùng trong quá trình tinh chế dầu

mỏ. Clorua vôi được tạo ra khi cho khí clo tác dụng với vôi sữa (huyền phù đặc

Ca(OH)2 trong nước) theo phản ứng:

Cl2 + Ca(OH)2 →  Ca + H2O

O Cl

Khi cho clorua vôi tác dụng với axit clohiđric thì có tạo khí clo:

-1 +1 0

CaOCl2 + 2HCl →  Cl2 + CaCl2 + H2O

Dưới tác dụng của ánh sáng hoặc đun nóng dung dịch clorua vôi, có mặt đồng oxit

hoặc sắt oxit làm xúc tác, thì có sự phân hủy clorua vôi tạo khí oxi và canxi

clorua.

-2 +1 -1 0

2CaOCl2 ás (t

) CuO (Fe2O3) CaCl2 + O2

Có thể dùng hai phản ứng trên để điều chế khí clo và oxi trong phòng thí nghiệm.

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

196

Khi để trong không khí, clorua vôi tác dụng với khí cacbonic có trong không khí và

giải phóng khí điclo oxit (Cl2O). Khí Cl2O có mùi giống khí clo (Cl2). Điều này

giải thích nguyên nhân clorua vôi có mùi khí clo.

2CaOCl2 + CO2 →  CaCl2 + CaCO3 + Cl2O

Trong công nghiệp, người ta điều chế clorua vôi bằng cách cho khí clo tác dụng với

vôi tôi khô. Clorua vôi rẻ tiền hơn, chứa hàm lượng hipoclorit cao hơn, dễ bảo

quản và chuyên chở hơn so với nước Javel.

Cl2 + Ca(OH)2 →  CaOCl2 + H2O

L.5. Khi hòa tan khí clo (Cl2) trong nước, thì có một phần clo tác dụng với nước, tạo

hỗn hợp axit clohiđric (HCl) và axit hipoclorơ (HClO)

0 -1 +1

Cl2 + H2O HCl + HClO

Clo Axit clohiđric Axit hipoclorơ

(Chất oxi hóa, Chất khử; Chất tự oxi hóa tự khử) (Phản ứng oxi hóa khử nội phân tử)

Phản ứng trên của Cl2 giải thích sự làm đổi màu giấy quì xanh ướt hóa đỏ của

khí clo, rồi giấy quì bị mất màu. Nguyên nhân là axit HCl làm đỏ giấy quì xanh,

còn axit HClO thì lại làm mất màu giấy quì (do tính oxi hóa mạnh của HClO).

Đây là hiện tượng đặc trưng để nhận biết khí clo (Cl2).

Axit hipoclorơ chỉ tồn tại trong dung dịch, nó kém bền, ngay cả trong dung dịch

loãng HClO, đã có sự phân hủy tạo khí oxi và axit HCl. Sự phân hủy này xảy ra

càng nhanh dưới tác dụng của ánh sáng mặt trời. Vì thế nước clo để sau một thời

gian sẽ mất màu vàng nhạt và chỉ còn chứa a xit clohiđric (HCl).

2HClO → as

2HCl + O2

Axit hipoclorơ Axit clohiđric Oxi

L.6. Iot (I2) tác dụng dễ dàng với dung dịch Na2S2O3 (Natri tiosunfat, Natri hiposunfit)

tạo muối NaI và Na2S4O6 (Natri tetrationat). Dung dịch Na2S2O3 làm mất màu

vàng của dung dịch iot. Người ta thường dùng phản ứng này để định phân dung

dịch Na2S2O3 bằng dung dịch I2 (nhằm xác định nồng độ dung dịch Na2S2O3 khi

biết nồng độ dung dịch I2 hoặc ngược lại). Sau khi phản ứng vừa đủ, một giọt dư

dung dịch I2 làm cho dung dịch phản ứng có màu vàng rất nhạt (Hoặc một lượng

dung dịch I2 có dư sẽ làm cho dung dịch hồ tinh bột loãng có màu xanh dương, do

đã cho vào dung dịch phản ứng trước đó). Nhờ các hiện tượng đặc trưng này mà

người ta mới biết phản ứng xong (giọt dư dung dịch I2 coi như sai số trong sự

định phân, hay trong phép chuẩn độ thể tích).

+2 0 +2,5 -1

2Na2S2O3 + I2 →  Na2S4O6 + 2NaI

Natri hiposunfit Iot Natri tetrationat Natri iođua

(Chất khử) (Chất oxi hóa) Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

197

I.8. Ozon (O3)

[Thù hình là hiện tượng một nguyên tố hóa học hiện diện dưới các dạng đơn chất

khác nhau. Thí dụ: O2 (oxi), O3 (ozon) là hai chất thù hình của nguyên tố oxi; Cacbon

graphit (than chì), Cacbon kim cương), Cacbon vô định hình (mồ hóng, lọ nghẹ) là ba

chất thù hình của nguyên tố cacbon; Photpho trắng (P4), Photpho đỏ (photpho tím),

Photpho đen là ba chất thù hình của nguyên tố photpho]

Ozon (O3) là một chất thù hình với oxi (O2). Ozon hiện diện dạng khí ở điều kiện thường,

có màu xanh da trời nhạt, có mùi xốc. Ozon có tính oxi hóa mạnh hơn oxi, nó phá hủy

các chất hữu cơ, oxi hoá nhiều kim loại, trong đó có bạc.

Ozon có tính oxi hóa mạnh là do nó không bền, dễ bị phân hủy tạo thành oxi nguyên tử

(O) [O nguyên tử có tính oxi hóa mạnh hơn oxi phân tử, O2, vì không cần cung cấp năng

lượng để cắt đứt liên kết đôi giữa O với O, O=O, trong phân tử O2]:

O3 →  O2 + O

Ozon Oxi Oxi nguyên tử

- Ozon đẩy được iot (iod) ra khỏi dung dịch kali iođua (iodur kalium) (O2 không có

tính chất này). Do đó dung dịch KI được dùng để nhận biết ozon (Nếu là ozon thì khi

cho tác dụng với dung dịch KI sẽ thu được I2, làm cho dung dịch có màu vàng, hay I2

tạo ra làm xanh hồ tinh bột). Hay giấy tẩm dung dịch KI và hồ tinh bột (giấy iođua -

tinh bột) chuyển ngay sang màu xanh nếu có hiện diện ozon trong không khí.

KI + O2 + H2O → 

-1 0 0 -2

2KI + O3 + H2O →  I2 + O2 + KOH

Kali iođua Ozon Iot Oxi

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

- Ozon oxi hóa được kim loại bạc (Ag), thủy ngân (Hg). Trong khi oxi (O2) không tác

dụng vớI kim loại bạc.

Ag + O2 → 

0 0 +1 -2

2Ag + O3 →  Ag2O + O2

- Ozon oxi hóa muối sunfua thành muối sunfat, oxi hóa amoniac thành nitrit,

nitrat

-2 0 +6 -2

PbS + O3 →  PbSO4 + O2

Chì (II) sunfua Chì (II) sunfat

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

198

Do có tính oxi hóa mạnh nên ozon diệt được các vi khuẩn vì thế ozon được dùng để

diệt trùng trong nước và khử trùng không khí. Một lượng nhỏ ozon trong không khí

sẽ làm cho không khí trong lành, có ảnh hưởng tốt đến cơ thể con người, nhưng nếu

không khí chứa nhiều ozon sẽ gây ngộ độc. Trong tự nhiên, ozon được tạo thành từ

oxi khi có sấm sét. Ở độ cao 10 - 30 km, ozon được tạo thành do tác dụng của tia tử

ngoại mặt trời. Nhờ vậy, các tia tử ngoại của mặt trời có hại cho sự sống bị ngăn

chặng lại. Những năm gần đây, người ta phát hiện những lỗ thủng của tầng ozon.

Đây là một nguy cơ đang được nghiên cứu để khắc phục.

I.9. Hiđro peoxit (H2O2)

- H2O2 có tính oxi hóa mạnh trong cả môi trường axit lẫn môi trường kiềm. H2O2 oxi

hóa được I

thành I2, KNO2 thành KNO3, sunfua thành sunfat. H2O2 bị khử tạo

H2O.

-1 -1 -2 0

H2O2 + H2SO4 + 2KI →  2H2O + I2 + K2SO4

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

-1 -2 -2 +6

4H2O2 + PbS →  4H2O + PbSO4

Hiđro peoxit Chì (II) sunfua Nước Chì (II) sunfat

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+3 -1 +5 -2

KNO2 + H2O2 →  KNO3 + H2O

Kali nit rit Hiđro peoxit Kali nitrat Nước

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

- H2O2 rất tinh khiết tương đối bền, nhưng nó dễ bị phân tích tạo O2 và H2O khi có

lẫn tạp chất kim loại nặng hay hợp chất các kim loại này, hoặc khi đun nóng hay bị

chiếu sáng. Do đó để bảo quản H2O2, người ta để chất này trong các chai thủy tinh

sậm màu cũng như để nơi tối và râm mát. Người ta thấy O2 được tạo ra từ phân tử

H2O2 chứ không phải của H2O. Do đó liên kết giữa O - O trong H2O2 không bị đứt

mà là anion [O - O]

mất điện tử. Tất cả các ứng dụng thực tế của H2O2 đều dựa vào

tính không bền và tính oxi hóa mạnh của nó. Dung dịch H2O2 3% được dùng sát

trùng trong y học, như súc miệng, rửa vết thương. H2O2 cũng được dùng làm chất

tẩy trắng vải, len, lụa, bông, rơm rạ, giấy, mây tre,...Ưu điểm của chất tẩy H2O2 là

khi dùng dung dịch thích hợp, nồng độ không lớn, nó chỉ làm trắng chất có màu

nhưng không làm hư hỏng vật được tẩy. Các chất dễ cháy như giấy, mạt cưa,... sẽ

bốc cháy khi tiếp xúc dung dịch H2O2 có nồng độ lớn hơn 65%. Dung dịch H2O2 đậm

đặc (lớn hơn 80%) được dùng làm chất oxi hóa nhiên liệu cho các động cơ phản lực.

Do tính dễ bị phân hủy của nó, H2O2 còn được dùng làm chất tạo bọt cho các ngành

sản xuất vật liệu xốp.

H2O2   →  ) (

t as

O2 + H2O

Hiđro peoxit Oxi Nước Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

199

- Peoxit (

O-O-

) coi như là muối của "axit" H2O2. Do đó khi cho các H2O2 tác dụng

với dung dịch kiềm mạnh (như NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2) sẽ tạo peoxit kim

loại tương ứng và nước; Còn khi cho peoxit kim loại tác dụng với axit thì hiđro peoxit

bị đẩy ra khỏi peoxit kim loại. (Axit mạnh đẩy được axit yếu hơn ra khỏi muối. H2O2

có tính axit mạnh hơn nước, nhưng yếu hơn nhiều so với các axit thông thường khác)

H2O2 + Ba(OH)2 →  BaO2 + 2H2O

Hiđro peoxit Bari hiđroxit Bari peoxit Nước

BaO2 + H2SO4 →  H2O2 + BaSO4

Bari peoxit Axit sunfuric Hiđro peoxit Bari sunfat

H2O2 + 2NaOH →  Na2O2 + 2H2O

K2O2 + 2HCl →  H2O2 + 2KCl

Kali peoxit Axit clohiđric Hiđro peoxit Kali clorua

I.10. Oxit kim loại (Oxid kim lọai)

Oxit kim loại bị khử tạo kim loại tương ứng hay oxit kim loại trong đó kim loại có

số oxi hóa thấp hơn. Các chất khử thường dùng để khử oxit kim loại ở nhiệt độ cao

là Al, H2, CO, C. Tuy nhiên bốn chất khử này chỉ khử được các oxit kim loại trong

đó kim loại đứng sau nhôm trong dãy thế điện hóa. Các oxit kim loại Al, Mg, kim

loại kiềm, kiềm thổ, chỉ bị khử tạo kim loại tương ứng tại catot bình điện phân khi

điện phân nóng chảy các oxit kim loại tương ứng trên.

K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Pt Au

+3 0 0 +3

Fe2O3 + 2Al → 0

2Fe + Al2O3

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+2 0 0 +1

CuO + H2 → 0

Cu + H2O

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+1 +2 0 +4

Ag2O + CO → 0

2Ag + CO2

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+2 0 0 +2

ZnO + C → 0

Zn + CO

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

200

+3 +2 +8/3 +4

3Fe2O3 + CO → 0

2Fe3O4 + CO2

Sắt (III) oxit Cacbon oxit Sắt từ oxit Cacbon đioxit

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+8/3 +2 +2 +4

Fe3O4 + CO → 0

3FeO + CO2

Sắt từ oxit Cacbon oxit Sắt (II) oxit Khí cacbonic

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+2 +2 0 +4

FeO + CO → 0

Fe + CO2

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

+2 0 0 +2

PbO + C  →  C 0

1400

Pb + CO

Chì (II) oxit Cacbon Chì Cacbon oxit

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

MgO + Al → 0

Al2O3 + H2 → 0

K2O + CO → 0

CaO + H2 → 0

Na2O + C → 0

Al2O3  → Dpnc

2Al + 3/2O2

Nhôm oxit Nhôm Oxi

(Catot) (Anot)

I.11. Một số phi kim (Không kim loại) (như halogen X2, O2, S, N2, P, C, Si, H2)

- Các phi kim oxi hóa kim loại tạo oxit kim loại hay muối của kim loại tương ứng.

Còn phi kim bị khử tạo thành hợp chất của phi kim (oxit hay muối) trong đó phi kim

có số oxi hóa âm.

Thí dụ:

0 0 +3 -1

Fe + 3/2Cl2 → 0

FeCl3

Sắt Clo Sắt (III) clorua

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

201

0 0 +2 -2

Fe + S → 0

FeS

Sắt Lưu huỳnh Sắt (II) sunfua

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 0 +8/3 -2

3Fe + 2O2 → 0

Fe3O4

Sắt Oxi Sắt từ oxit

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

Nhôm tự bốc cháy khi tiếp xúc với các halogen X2, mức độ mãnh liệt phản ứng giảmdần

từ F2 đến I2.

Al + 3/2Cl2 →  AlCl3

Nhôm Clo Nhôm clorua

2Al + 3/2O2 → 0

Al2O3

2Al + 3S → 0

Al2S3

Nhôm Lưu huỳnh Nhôm sunfua

Cu + 1/2O2 → 0

CuO

Cu + Br2 → 0

CuBr2

Au + 3/2Cl2 → 0

AuCl3

Vàng Clo Vàng (III) clorua

Ag + 1/2Cl2 → 0

AgCl

Bạc Clo Bạc clorua

Li (lỏng) + 1/2H2(khí) t

cao; Áp suất H2 cao LiH

Liti Hiđro Liti hiđrua

Na(lỏng) + 1/2H2(khí)  →  p t ,

NaH

Natri hiđrua

3Li + 1/2N2 → 0

Li3N

Liti Nitơ Liti nitrua

3Mg + N2 → 0

Mg3N2

Magie Nitơ Magie nitrua

Ca(nóng chảy) + H2 → 0

CaH2

Can xi Hiđro Canxi hiđrua Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

202

3Ba + N2 → 0

Ba3N2

Bari Nitơ Bari nitrua

3Ca + 2P → 0

Ca3P2

Canxi Photpho Canxi photphua

Ca + 2C → 0

CaC2

Can xi Cacbon Canxi cacbua

4Al + 3C → 0

Al4C3

Nhôm Cacbon Nhôm cacbua

2Ca + Si → 0

Ca2Si

Canxi Silic Canxi silixua

2Mg + Si → 0

Mg2Si

Magie Silic Magie silixua

Hg + S →  HgS

Thủy ngân Lưu huỳnh Thủy ngân (II) sunfua

Thủy ngân tác dụng với lưu huỳnh ở nhiệt độ thường, vì vậy người ta thường dùng bột lưu huỳnh để gom

những hạt rất nhỏ của thủy ngân rơi vãi trên nền nhà, tránh được tác dụng độc hại của thủy ngân bay hơi

tạo ra.

2Cr + 3Cl2 → 0

2CrCl3

Crom Clo Crom (III) clorua

2Cr + 3S → 0

Cr2S3

Crom Lưu huỳnh Crom (III) sunfua

2Cr + N2 → 0

2CrN

Crom Nitơ Crom (III) nitrua

- Phi kim mạnh có thể oxi hóa phi kim yếu hơn.

Thí dụ:

0 0 +5 -2

2P + 5/2O2(dư)  →  C 0

P2O5

Photpho Oxi Photpho (V) oxit; Anhiđrit photphoric

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 0 +3 -2

2P + 3/2O2(thiếu)  →  C 0

P2O3

Photpho Oxi Photpho (III) oxit; Anhiđrit photphorơ

Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

203

0 0 +3 -1

P + 3/2Cl2(thiếu) →  PCl3

Photpho Clo Photpho triclorua

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 0 +5 -1

P + 5/2Cl2(dư) →  PCl5

Photpho Clo Photpho pentaclorua

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 0 -3 +1

P + 3/2H2  →  C 0

300

PH3

Photpho Hiđro Photphin; Photphua hiđro

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 0 +1 -2

H2 + 1/2O2 →  H2O

Hiđro Oxi Nước; Hiđro oxit

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 0 -3 +1

N2 + 3H2 Fe, t

, p 2NH3

Nitơ Hiđro Amoniac; Hiđro nitrua

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

0 0 -4 +1

C + 2H2   →  C Ni

500 ,

CH4

Cacbon Hiđro Metan

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

0 0 +1 -2

S + H2 → 0

H2S

Lưu huỳnh Hiđro Hiđro sunfua

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

0 0 +5 -2

5S + 2P →  0 t

P2S5

Lưu huỳnh Photpho Điphotpho pentasunfua

(Chất oxi hóa) (Chất khử)

0 0 +4 -2

S + O2 → 0

SO2

Lưu huỳnh Oxi Lưu huỳnh (IV) oxit; Anhiđrit sunfuarơ; Khí sunfuarơ

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 0 +2 -2

N2 + O2 30000

C (Tia lửa điện) 2NO

Nitơ Oxi Nitơ oxit

(Chất khử) (Chất oxi hóa) Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

204

0 0 +4 -1

Si + 2F2 →  SiF4 (Phản ứng xảy ra ở nhiệt độ thường)

Silic Flo; Fluor Tetraflo silan; Silic tetraclorua

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 0 +4 -2

Si + O2 → 0

SiO2

Silic Oxi Silic oxit; Anhiđrit silicic

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 0 +4 -1

Si + 2Cl2 → 0

SiCl4

Silic Clo Silic tetraclorua; Tetraclo silan

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

0 0 +6 -1

S + 3F2 →  SF6

Lưu huỳnh Flo Florua lưu huỳnh (VI); Hexaflorua lưu huỳnh

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

- Phi kim mạnh (như F2, Cl2, O2) oxi hóa được các hợp chất của phi kim hay kim

loại có số oxi hóa trung gian cũng các hợp chất của phi kim có số oxi hóa thấp

nhất như CO, NO, SO2, Na2S2O3, FeS2, FeCl2, FeSO4, FeO, Fe3O4, FeS, NH3, H2S,

PH3, KI, KBr, CH4,....

Thí dụ:

+2 0 +4 -2

2CO + O2 → 0

2CO2

Cacbon oxit Oxi Cacbon đioxit

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

+2 0 +4 -2

2NO + O2 →  2NO2

Nitơ oxit Oxi Nitơ đioxit

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

+2 0 +4 -1

CO + Cl2  →  as C,

COCl2

Cacbon oxit Oxi Photgen (Chất độc chiến tranh)

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

+4 0 +6 -2

2SO2 + O2 V2O5(Pt),4500

C 2SO3

Anhiđrit sunfuna rơ Anhiđrit sunfuric

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

+2 0 +2,5 -1

2Na2S2O3 + I2 →  Na2S4O6 + 2NaI

Natri tiosunfat; Natri hiposunfit Iot Natri tetrationat Natri iođua

(Chất khử) (Chất oxi hóa) Giáo khoa hóa vô cơ Biên soạn: Võ Hồng Thái

205

+2 -1 0 +3 -2 +4 -2

2FeS2 + 11/2O2 → 0

Fe2O3 + 4SO2

Pi rit sắt; Sắt (II) pesunfua Oxi Sắt (III) oxit Khí sunfurơ

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

+2 0 +3 -1

FeCl2 + 1/2Cl2 →  FeCl3

Sắt (II) clorua Clo Sắt (III) clorua

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

+2 0 +3 -1

3FeSO4 + 3/2Cl2 →  Fe2(SO4)3 + FeCl3

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

+2 0 +3 -2

2FeO + 1/2O2 → 0

Fe2O3

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

+2 0 +3 -2

2Fe(OH)2 + 1/2O2 + H2O →  2Fe(OH)3

Sắt (II) hiđroxit Oxi Hơi nước Sắt (III) hiđroxit

(Chất rắn trắng hơi lục nhạt) (Không khí) (Chất rắn màu nâu đỏ)

+2 -2 0 +3 -2 +4 -2

2FeS + 7/2O2 → 0

Fe2O3 + 2SO2

Sắt (II) sunfua Oxi Sắt (III) oxit Khí sunfurơ

-3 0 0 -2

2NH3 + 3/2O2 → 0

N2 + 3H2O

Amoniac Oxi Nitơ Hơi nước

-3 0 + -2 -2

2NH3 + 5/2O2  →  0

,t Pt

2NO + 3H2O

Amoniac Oxi Nitơ oxit Hơi nước

-2 0 0 -2

H2S + 1/2O2(thiếu, cháy chậm) → 0

S + H2O

-2 0 +4 -2 -2

H2S + 3/2O2(dư, cháy nhanh) → 0

SO2 + H2O

-2 0 0 -1

H2O + F2 →  1/2O2 + 2HF

(Chất khử) (Chất oxi hóa)

vvv

phuong phap can bang phan ung...

By domdommuaha

phuong phap can bang phan ung oxi hoa khu

phuong phap can bang phan ung oxi hoa khu