Chuyên đề Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử

 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 
hay trung gian (H2S, SO2, SO32-, HI), một số hợp chất của kim loại trong đó kim loại 
có số oxi hóa trung gian (Fe2+, Fe(OH)2 
 Thí dụ: 
 0 +5 +3 +4 
 Fe + 6 HNO3 (đ, nóng) → Fe(NO3)3 + 3 NO2 + 3 H2O 
 Sắt Axit nitric Sắt (III) nitrat Nitơ đioxit 
(Chất khử) (Chất oxi hóa) (Khí có mùi hắc, màu nâu) 
- 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, Fe2+), 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-, SO32-). 
 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) 
- 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
- Axit sunfuric 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) 
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. 
- 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
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 SO42-). 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-
Thí dụ: 
 0 +6 +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 
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)
- 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)
Cân bằng phản ứng oxi hóa khử :
Nguyên tắc khi cân bằng :
Tổng số e mà chất khử cho phải bằng tổng số e mà chất oxi hoá nhận và số nguyên tử của mỗi nguyên tố được bảo toàn.
Các bước tiến hành cân bằng phản ứng :
1) Viết phương trình phản ứng, nếu chưa biết sản phẩm thì phải dựa vào điều kiện cho ở đề bài để suy luận.
2) Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi. Đối với những nguyên tố có số oxi hoá không thay đổi thì không cần quan tâm.
3) Viết các phương trình e (cho - nhận e).
4) Cân bằng số e cho và nhận.
5) Đưa hệ số tìm được từ phương trình e vào phương trình phản ứng.
6) Cân bằng phần không tham gia quá trình oxi hoá - khử.
Ví dụ Cho miếng Al vào dung dịch axit HNO3 loãng thấy bay ra chất khí không màu, không mùi, không cháy, nhẹ hơn không khí, viết phương trình phản ứng và cân bằng.
Giải: Theo đầu bài, khí bay ra là N2.
Phương trình phản ứng (bước 1): 
Bước 5:
Bước 6: Ngoài 6 HNO3 tham gia quá trình oxi hoá - khử còn 3.10 = 30 NO3 tạo thành muối nitrat (10 l(NO3)3).
Vậy tổng số phân tử HNO3 là 36 và tạo thành 18 2O.
Phương trình cuối cùng: 
Dạng ion: 
Ú Chú ý: Đối với những phản ứng tạo nhiều sản phẩm trong đó nguyên tố ở nhiều số oxi hoá khác nhau, ta có thể viết gộp hoặc viết riêng từng phản ứng đối với từng sản phẩm, sau đó nhân các phản ứng riêng với hệ số tỷ lệ theo điều kiện đầu bài. Cuối cùng cộng gộp các phản ứng lại.
Ví dụ: Cân bằng phản ứng:
Giải
Các phản ứng riêng (đã cân bằng theo nguyên tắc trên):
Để có tỷ lệ mol trên, ta nhân phương trình (1) với 9 rồi cộng 2 phương trình lại:
PHẦN C : CÁC PHƯƠNG PHÁP CÂN BẰNG CỤ THỂ 
Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử:
Phương pháp cân bằng electron :
- Nguyên tắc: Dựa vào sự bảo toàn electron nghĩa là tổng số electron của chất khử cho phải bằng tổng số electron chất oxi hóa nhận.
- Các bước cân bằng :
+ Viết phương trình phản ứng xảy ra với đầy đủ tác chất, sản phẩm (nếu đầu bài yêu cầu bổ sung phản ứng, rồi mới cân bằng).
+ Tính số oxi hóa của nguyên tố có số oxi hóa thay đổi. Nhận diện chất oxi hóa, chất khử.
+ Viết phản ứng cho, phản ứng nhận điện tử (Phản ứng oxi hóa, phản ứng khử). Chỉ cần viết nguyên tử của nguyên tố có số oxi hóa thay đổi, với số oxi hóa được để bên trên. Thêm hệ số thích hợp để số nguyên tử của nguyên tố có số oxi hóa thay đổi hai bên bằng nhau.
+ Cân bằng số điện tử cho, nhận. Số điện tử cho của chất khử bằng số điện tử nhận của chất oxi hóa (Hay số oxi hóa tăng của chất khử bằng số oxi hóa giảm của chất oxi hóa) bằng cách them hệ số thích hợp.
+ Phối hợp các phản ứng cho, nhận điện tử; các hệ số cân bằng tìm được; và phản ứng lúc đầu để bổ sung hệ số thích hợp vào phản ứng lúc đầu.
+ Cuối cùng cân bằng các nguyên tố còn lại (nếu có) như phản ứng trao đổi.
- Lưu ý: Khi viết các quá trình oxi hoá và quá trình khử của từng nguyên tố, cần theo đúng chỉ số qui định của nguyên tố đó. + Ví dụ: Fe + H2SO4 đặc nóng → Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O Fe0 → Fe+3 + 3e 1 x 2 Fe0 → 2Fe+3 + 6e 3 x S+6 + 2e → S+4 2 Fe + 6 H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H20
- Các thí dụ: Cân bằng các phản ứng sau đây theo phương pháp cân bằng điện tử.
 +Thí dụ 1
 +7	 +2 +2	 +3
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 +	K2SO4 + H2O
Chất oxi hóa Chất khử
 +7	+2
 2	Mn	+ 5e-	Mn	(phản ứng khử)
+2	+3
 5	2Fe - 2e- 2Fe	(Phản ứng oxi hóa)
(+4) (+6)
2KMnO4 + 10FeSO4 + H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Thí dụ 2:
 -1 +6	 +1	 +3
CH3-CH2-OH + K2Cr2O7 + H2SO4 CH3 -CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
 Chất khử	 Chất oxi hóa
 -1	 +1
 3	C	 -	2e- C	 (Phản ứng oxi hóa)
 +6	 +3
2Cr	 +	6e - 2Cr (Phản ứng khử)
(+12)	 (+6)
3CH3-CH2-OH + K2Cr2O7 + H2SO4 3CH3-CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
3CH3-CH2-OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 3CH3-CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
Phương pháp cân bằng ion – electron :
- Phạm vi áp dụng: Đối với các quá trình xảy ra trong dung dịch, có sự tham gia của môi trường (H2O, dung dịch axit hoặc bazơ tham gia). - Các nguyên tắc:  • Nếu phản ứng có axit tham gia: vế nào thừa O phải thêm H+ để tạo H2O và ngược lại.  •Nếu phản ứng có bazơ tham gia: vế nào thừa O phải thêm H2O để tạo ra OH-
- Các bước cân bằng :
+ Viết phương trình phản ứng với đầy đủ tác chất, sản phẩm (nếu chưa có phản ứng sẵn).
+ Tính số oxi hóa của các nguyên tố có số oxi hóa thay đổi. Nhận diện chất oxi hóa, chất khử.
+ Viết dưới dạng ion chất nào phân ly được thành ion trong dung dịch. (Chất nào không phân ly được thành ion như chất không tan, chất khí, chất không điện ly, thì để nguyên dạng phân tử hay nguyên tử). Tuy nhiên chỉ giữ lại những ion hay phân tử nào chứa nguyên tố có số oxi hóa thay đổi (ion hay phân tử nào chứa nguyên tố có số oxi hóa không thay đổi thì bỏ đi).
+ Viết các phản ứng cho, phản ứng nhận điện tử (chính là các phản ứng oxi hóa, phản ứng khử). Viết nguyên cả dạng ion hay phân tử, với số oxi hóa để bên trên. Thêm hệ số thích hợp để số nguyên tử của nguyên tố có số oxi hóa thay đổi hai bên bằng nhau.
+ Cân bằng số điện tử cho, nhận. Số điện tử cho của chất khử phải bằng số điện tử nhận của chất oxi hóa (Hay số oxi hóa tăng của chất khử phải bằng
số oxi hóa giảm của chất oxi hóa) bằng cách nhân hệ số thích hợp. Xong rồi cộng vế với vế các phản ứng cho, phản ứng nhận điện tử.
+ Cân bằng điện tích. Điện tích hai bên phải bằng nhau. Nếu không bằng nhau thì thêm vào ion H+ hoặc ion OH- tùy theo phản ứng được thực hiện trong môi trường axit hoặc bazơ. Tổng quát thêm H+ vào bên nào có axit (tác chất hoặc sản phẩm); Thêm OH- vào bên nào có bazơ. Thêm H2O phía ngược lại để cân bằng số nguyên tử H (cũng là cân bằng số nguyên tử O).
+ Phối hợp hệ số của phản ứng ion vừa được cân bằng xong với phản ứng
lúc đầu để bổ sung hệ số thích hợp vào phản ứng lúc đầu (Chuyển phản ứng dạng ion trở lại thành dạng phân tử).
+ Cân bằng các nguyên tố còn lại, nếu có, như phản ứng trao đổi.
- Các thí dụ: Cân bằng các phản ứng sau đây theo phương pháp cân bằng ion - electron
Thí dụ 1:
+7	 +2	+2	 +3
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Chất oxi hóa Chất khử
+2
 2 MnO4- + 5e- Mn2+	(Phản ứng khử )
+2	 +3
5 2Fe2+ 	- 2e- 2Fe3+	(Phản ứng oxi hóa )
(+4) (+6)
2MnO4- + 10Fe2+ 2Mn2+ +	10Fe3+
Điện tích :2(-1) + 10(+2) 2(+2) + 10(+3)
+18	+34
+ 16H+	+ 8H2O
2KMnO4 + 10Fe2(SO4)3 + 8H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
Thí dụ 2:
 +7	 +4	 +6	 +6