Giáo trình Hóa vô cơ - Chương 4: Phản ứng oxy hóa

Chương IV. PHẢN ỨNG OXY HÓA - KHỬ

I.

NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN

1. Cặp oxi hóa - khử liên hợp

a. Định nghĩa

- Chất oxy hóa - chất nhận e

Chất khử - chất cho e

- Phản ứng oxy hóa - khử là phản ứng trao đổi e giữa chất oxy hóa 1 và

chất khử 2 để tạo thành các chất mới: khử 1 và oxy hóa 2.

+ne

aOXH₁+ bKh₂⇌ cKh₁+ dOXH₂

(1)

-ne

- Có thể tách các phản ứng trên thành hai bán phản ứng:

+ Quá trình khử:

aOXH₁+ ne ⇌ cKh₁

+ Quá trình oxy hóa:

bKh₂– ne ⇌ dOXH₂

- Các chất oxy hóa và khử trong mỗi bán phản ứng tạo thành một cặp

oxy hóa - khử liên hợp.

- Phản ứng (1) có hằng số cân bằng:

[Kh₁]^c[OXH₂]^d

K_cb

[OXH₁]^a[Kh₂]^b

b. Sự tương đồng giữa phản ứng oxy hóa - khử và phản ứng axit – baz

- Phản ứng axit – baz:

- nH⁺

aAx₁+ bBaz₂⇌ cBaz₁+ dAx₂

+ nH⁺

Khả năng cho - nhận proton trong một cặp axit – baz liên hợp được đặc

trưng bởi hằng số điện ly K_a, K_b.

- Phản ứng oxy hóa - khử:

+ne

aOXH₁+ bKh₂⇌ cKh₁+ dOXH₂

-ne

Khả năng cho nhận electron trong một cặp oxy hóa - khử liên hợp

được đặc trưng bởi thế oxy hóa - khử tiêu chuẩn _O⁰_{XH / Kh}

2. Phản ứng oxy hóa - khử và quá trình điện cực

a. Phản ứng điện hóa

- Trong một phản ứng oxy hóa - khử thông thường, sự trao đổi electron

xảy ra trực tiếp giữa các chất oxy hóa và khử.

- Trong phản ứng điện hóa, các chất oxy hóa và khử trao đổi electron

với các điện cực tương ứng.

- Về nguyên tắc, một phản ứng oxy hóa - khử thông thường bất kỳ có

thể biểu diễn tương đương bằng một quá trình điện cực thích hợp và

ngược lại

15

- Phản ứng oxy hóa - khử thuận tương đương quá trình điện cực trong

nguyên tố Ganvanic. Đây là quá trình tự diễn ra, biến hóa năng thành

điện năng. Mỗi bán nguyên tố Ganvanic có một thế điện cực φ₊, φ_-.

Sức ñieän ñoäng cuûa nguyeân toá Ganvanic E = φ₊- φ_-.

- Phản ứng oxy hóa - khử nghịch tương đương quá trình điện cực trong

bình điện phân. Đây là quá trình cưỡng bức, biến điện năng thành

hóa năng. Sức điện động của nguồn điện ngoài phải ngược chiều và

có trị số lớn hơn sức điện động của nguyên tố Ganvanic.

b. Phản ứng điện cực và phương trình Nernst

RT OXH

Phương trình Nernst:

   ⁰

ln

nF

Kh

Trong đó:

n - số đương lượng gam chất đã tham gia phản ứng.

F - hằng số Farađay

T - nhiệt độ

Khi thay:

T = 298K

R = 8.314 J/mol.K

ln = 2.303lg

0.059 OXH

phương trình Nernts có dạng:

   ⁰

lg

n

Kh

φ⁰- Thế điện cực tiêu chuẩn của điện cực

φ = φ⁰khi C_OXH= C_Kh= 1 mol/l

φ⁰– giá trị tra bảng

- Quy ước về dấu của φ theo châu Mỹ: dấu của φ phải có ý nghĩa nhiệt động: nói

lên khả năng xảy ra của quá trình điện cực.

+ Phản ứng được xét là phản ứng khử.

+ φ - thế khử φ_OXH/Kh

Nếu quá trình khử xảy ra trên điện cực thì φ > 0. Nếu quá trình khử không xảy ra

trên điện cực (xảy ra quá trình oxy hóa) thì φ < 0.

Ví dụ:

Zn²⁺+ 2e → Zn

Cu²⁺+ 2e → Cu

φ⁰= -0.763V

φ⁰= +0.337V

(không xảy ra)

(phản ứng xảy ra)

- Mối liên hệ giữa sức điện động E của nguyên tố Ganvanic và ∆G:

∆G = - nFE

Để phản ứng xảy ra: ∆G < 0

E = φ₂- φ₁> 0

φ₂> φ₁

Vậy:

+ Điện cực có φ lớn hơn sẽ đóng vai trò điện cực dương (catod) và dạng oxy hóa của

cặp oxy hóa - khử có φ lớn hơn sẽ đóng vai trò chất oxy hóa.

+ Điện cực có φ nhỏ hơn sẽ đóng vai trò điện cực âm (anod) và dạng khử của cặp

oxy hóa khử có φ nhỏ hơn sẽ đóng vai trò chất khử.

Quy tắc nhận biết chiều diễn ra của các phản ứng oxy hóa - khử: phản ứng oxy hóa -

khử xảy ra theo chiều dạng oxy hóa của cắp có φ lớn hơn sẽ oxy hóa dạng khử của cặp có φ

nhỏ hơn.

OXH_φ>+ Kh_φ<→ Kh_φ>+ OXH_φ<

II.

CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG TỚI KHẢ NĂNG OXY HÓA VÀ KHỬ

1. Ảnh hưởng của nồng độ

Ở điều kiện khác chuẩn, φ được tính theo phương trình Nernst:

16

0.059 [OXH]

lg

   ⁰

[OXH]

n

[Kh]

- Khi

tăng, φ tăng: tính oxy hóa của dạng oxy hóa tăng, tính khử của dạng

[Kh]

khử giảm.

[OXH]

- Khi

giảm, φ giảm: tính oxy hóa của dạng oxy hóa giảm, tính khử của

[Kh]

dạng khử tăng.

2. Ảnh hưởng của phản ứng tạo phức và tạo tủa

Giá trị của thế oxy hóa - khử phụ thuộc vào nồng độ chất dạng oxi hóa và

dạng khử trong dung dịch. Nếu các dạng này tham gia phản ứng tạo phức hoặc tạo

tủa thì nồng độ của chúng trong dung dịch lúc cân bằng sẽ thay đổi và φ sẽ thay đổi

theo.

Ví dụ:

- Điện cực Ag tiêu chuẩn:

Phương trình Nernst:

AgAgNO₃1M

φ⁰= 0.80V

_Ag_

 0.80  0.059lg[Ag^]

/ Ag

- Nếu thêm vào điện cực NaCN, xảy ra phản ứng tạo phức:

Ag^ 2CN ^ [Ag(CN)₂]^

[Ag(CN)^₂]

[Ag^][CN ^]²

_{[ Ag(CN ) ]}_



 10²¹

2

[Ag(CN)^₂]

[CN ^]²

1

[Ag^] 







Ag(CN )^₂

(ở điều kiện tiêu chuẩn [Ag(CN)^₂]  [Ag^]  1

 _Ag_

 _A⁰_g_ 0.059lg[Ag^]  0.80  0.059lg 



iongam /lit



_A⁰_g_

,CN ^/ Ag

/ Ag

[ Ag(CN )₂]^

= 0.80-0.059x21

= -0.44V

 0.44V  0 trở thành kim loại có tính khử mạnh.

→ Khi có mặt CN^-, ⁰_Ag_

,CN^/ Ag

Phản ứng:

Ag(CN)^₂1e  Ag  2CN ^

[Ag(CN)^₂]

[CN ^]²

_{Ag(CN )}_

 _A⁰_{g(CN )}_

 0.059lg

/ Ag

2

với:

_A⁰_{g(CN )}_ _A⁰_g_

 0.059lg _{Ag(CN )}_ 0.44V

2

/ Ag

2

- Nếu thêm vào điện cực dung dịch KI, xảy ra phản ứng tạo tủa:

Ag^ I ^ AgI

T_AgI 810^17

T_AgI

[Ag^] 

[I ^]

T_AgI

[I ^]

Phương trình Nernts:

ở điều kiện tiêu chuẩn:

_Ag_

 _A⁰_g_

 0.059lg

/ Ag

,I ^/ Ag

[I^-] = 1 ion gam/lit

_A⁰_{gI / Ag} _A⁰_g_ 0.059lg810^17 0.152V

/ Ag

→ Khi có mặt I^-, _A⁰_{gI / Ag} 0.152V  0 , Ag trở thành kin loại có tính khử.

Phản ứng:

AgI 1e  Ag  I ^

17

1

[I ^]

_{AgI / Ag} _A⁰_{gI / Ag} 0.059lg

với:

_A⁰_{gI / Ag} _A⁰_g_

 0.059lgT_AgI 0.152V

/ Ag

Nhận xét:

- Nếu dạng oxy hóa tham gia phản ứng tạo phức hoặc tạo tủa thì φ sẽ giảm và tính

oxy hóa của dạng oxy hóa sẽ giảm, tính khử của dạng khử sẽ tăng.

- Nếu dạng khử tham gia phản ứng tạo phức hoặc tạo tủa thì φ sẽ tăng và tính oxi

hóa của dạng oxi hóa sẽ tăng, tính khử của dạng khử sẽ giảm.

3. Ảnh hưởng của pH

a. Trường hợp đơn giản: ion H⁺chỉ là môi trường để thực hiện phản ứng oxy

hóa khử, không làm thay đổi cấu trúc hóa học của mỗi dạng trong cặp oxy hóa

- khử:

s

aOXH + sH⁺+ ne ⇌ cKh + H₂O

2

0.059 [OXH]^a[H ^]^s

0.059s

0.059 [OXH]^a

   ⁰

Ví dụ:

lg

  ⁰

pH 

lg

[Kh]^c

n

ClO₃^ 6H ^ 6e  Cl^ 3H₂O

[ClO₃^][H ^]⁶

[ClO₃^]

[Cl^]

0.059

6

0.095

   ⁰

lg

  ⁰ 0.059pH 

lg

[Cl^]

6

φ⁰

pH

b. Trường hợp phức tạp: ion H⁺vừa là môi trường vừa tham gia vào phản ứng

tạo kết tủa. Giản đồ φ = f(pH) chia thành các vùng khác nhau:

Ví dụ:

_F⁰_e_3

_F⁰_e_2

 0.77V

φ⁰Fe³⁺

D

/ Fe^2

 0.44V

0.77 E

A

Fe(OH)₃

/ Fe⁰

pT_{Fe(OH )} 37.4

3

pT_{Fe(OH )} 14.8

Fe²⁺

C

G

2

A (1.5; +0.77)

B (6.6; -0.13)

C (6.6; -0.44)

-0.44 F

B Fe(OH)₂

Fe⁰

H

1.5

6.6

pH

• Đoạn FB:

• Đoạn EA:

• Đoạn BC:

Fe²⁺+ 2e ⇌ Fe⁰

Fe³⁺+ e ⇌ Fe²⁺

Fe(OH)₂⇌ Fe²⁺+ OH^-

φ⁰= -0.44V (quá trình không phụ thuộc pH)

φ⁰= +0.77V (quá trình không phụ thuộc pH)

pT_{Fe(OH )} 14.8

2

T

Fe(OH )₂

Ở điều kiện tiêu chuẩn [Fe²⁺] = 1 →

[OH ^]²

[Fe^2]

2pOH  pT_{Fe(OH )} 14.8

2

14.8

pH  14 

 6.6

pH = 6.6

2

18

(quá trình không phụ thuộc vào φ)

Khi pH > 6.6 – Fe(OH)₂kết tủa

Khi pH < 6.6 – Fe(OH)₂hòa tan

• Đoạn AD: Fe(OH)₃⇌ Fe³⁺+ 3)H^-

pT_{Fe(OH )} 37.4

3

T

Fe(OH )₃

Ở điều kiện tiêu chuẩn [Fe³⁺] = 1 →

[OH ^]³

[Fe^3]

3pOH  pT_{Fe(OH )} 37.4

3

37.4

pH  14 

 1.5

pH = 1.5

3

(quá trình không phụ thuộc vào φ)

Khi pH > 1.5 – Fe(OH)₃kết tủa

Khi pH < 1.5 – Fe(OH)₃hòa tan

• Đoạn BH: Fe(OH)₂+ 2H⁺+ 2e ↔ Fe⁰+ 2H₂O

(1)

lg[Fe^2]

_F⁰_e_2

 0.44V

/ Fe⁰

0.059

_F⁰_{e(OH ) ,H}_

 _Fe_2

 _F⁰_e_2



/ Fe⁰

2

T_{Fe(OH )}

[OH]²

T_{Fe(OH )}[H ^]²

[Fe^2]] 



 10^2814.8[H ^]² 10^13.2[H ^]²



10^6.6[H ^] ²



2

10^14x2

_F⁰_{e(OH ) ,H}_

 0.44  0.059lg10^6.6[H ^]

/ Fe⁰

2

_F⁰_{e(OH ) ,H}

 0.44  0.059



pH  6.6



/ Fe⁰

(quá trình phụ thuộc vào φ và pH)

• Đoạn CG: Fe(OH)₃+ H⁺+ e ↔ Fe(OH)₂+ H₂O

(2)

_F⁰_e_3

 0.77V

/ Fe^2

0.059 [Fe^3]

_F⁰_{e(OH ) ,H}_

 _Fe_3

 _F⁰_e_3



/ Fe^2

lg

/ Fe^2

[Fe^2]

/ Fe(OH )₂

3

1

T

Fe(OH )₃

[Fe^3]

[Fe^2]

[H ^] 10^37.4[H ^]

[OH ^]³

T

Fe(OH )₃









 10^8.6[H ^]

10^1410^14.810^14

T

Fe(OH )₂

[OH ^]²

_F⁰_{e(OH ) ,H}_

 0.77  0.059lg10^8.6[H ^]  0.2626  0.059pH  0.13  0.059 (6.6)  0.059pH

/ Fe(OH )₂

3

(vì đoạn CG có pH > 6.6)

_F⁰_{e(OH ) ,H}_

 0.13  0.059



pH  6.6



/ Fe(OH )₂

3

(quá trình phụ thuộc vào φ và pH)

(3)

_F⁰_e_3

 0.77V

• Đoạn AC: Fe(OH)₃+ 3H⁺+ 1e ⇌ Fe²⁺+ 3H₂O

/ Fe^2

0.059 [Fe^3]

_F⁰_{e(OH ) ,H}_

 _Fe_3

 _F⁰_e_3



/ Fe^2

lg

/ Fe^2

[Fe^2]

3

1

Ở điều kiện tiêu chuẩn

[Fe²⁺] = 1

T_{Fe(OH )}[H ^]³

10^37,4

T_{Fe(OH )}

[Fe^3]] 



[H ^]³ 10^4,6[H ^]³

3

[OH]³

10^143

10^42

_F⁰_{e(OH ) ,H}_

 0.77  0.059lg10^4.6[H ^]^3 0.77  0.059 4.6  0.0593pH

/ Fe^2

3

_F⁰_{e(OH ) ,H}_

 0.77  0.0593



pH 1.5



/ Fe^2

3

pH nằm trong khoảng 1.5 và 6.6 (quá trình phụ thuộc vào φ và pH)

19

Nhận xét:

- Giản đồ φ = f(pH) là biểu diễn thuận tiện mô tả đồng thời mối tương quan giữa

tính oxy hóa - khử và tính axit – baz của một nguyên tố.

- Khi chồng hai giản đồ của hai nguên tố lên nhau sẽ thấy xuất hiện những giao

điểm ứng với một giá trị pH bản lề làm đảo chiều của phản ứng oxy hóa - khử.

Ví dụ: Giản đồ φ = f(pH) của cặp AsO₄^3/ AsO₃^3và I₃^/3I ^

φ

AsO₄^3

I₃^

0.56

I ^

AsO₃^3

0.34

pH

Cặp AsO₄^3/ AsO₃^3

Cặp I₃^/ I ^

có φ = 0.58 – 0.059pH

có φ⁰= 0.56V

Khi pH  0.34 phản ứng xảy ra theo chiều thuận: I ³ AsO₃^3 H₂O  3I ^ AsO₄^3 2H ^

Khi pH < 0.34 phản ứng xảy ra theo chiều nghịch.

III. ĐỘ BỀN VÀ KHẢ NĂNG THAM GIA PHẢN ỨNG OXY HÓA - KHỬ

CỦA CÁC CHẤT CÓ NHIỀU SỐ OXY HÓA

1. Một số quy tắc xác định số oxi hóa bền của nguyên tố

a. Số oxi hoá không

- Kim loại mạnh và phi kim mạnh có mức oxi hóa không kém bền

- Kim loại càng yếu, phi kim càng yếu: mức oxi hóa không càng bền.

- Các nguyên tố lưỡng tính đều có mức oxi hóa không bền

b. Các nguyên tố họ s (QT5)

Các nguyên tố họ s chỉ có một số oxi hóa dương bền vững trùng với số thứ tự của

phân nhóm. Riêng H có hai số oxi hóa +1 và -1 nhưng số oxi hóa +1 là bền vững hơn hẳn

số oxi hóa -1.

c. Các nguyên tố họ p

- (QT1) Nguyên tố phân nhóm chẵn có các số oxi hóa chẵn bền hơn hẳn các số oxi

hóa lẻ. Nguyên tố phân nhóm lẻ có số oxi hóa lẻ bền hơn hẳn các số oxi hóa

chẵn.

- (QT2) Trong số các mức oxi hóa trên, các mức oxi hóa có cấu hính bão hòa hoặc

bán bão hòa một lớp hoặc một phân lớp sẽ bền hơn hẳn so với các mức oxi hóa

có cấu hình trung gian.

- (QT3) Trong một chu kỳ từ trái qua phải số oxi hóa dương cao nhất của các

nguyên tố kém bền dần.

- (QT4) Trong một phân nhóm số oxi hóa dương cao nhất của nguyên tố chu kỳ IV

kém bền rõ rệt so với số oxi hóa dương cao nhất của nguyên tố chu kỳ III; số oxi

hóa dương cao nhất của nguyên tố chu kỳ VI kém bền rõ rệt so với số oxi hóa

dương cao nhất của nguyên tố chu kỳ V.

d. Các nguyên tố họ d,

- (QT6) Trong một chu kỳ từ trái qua phải các mức oxi hóa dương cao nhất kém bền

vững dần. Trong một phân nhóm từ trên xuống các mức oxi hóa dương cao nhất bền vững

dần.

e. Các nguyên tố họ f

20

- Mức oxi hóa bền nhất của các nguyên tố họ f là +2

2. Tính oxy hóa - khử và độ bền của các chất

Về mặt nhiệt động, hệ sẽ càng bền khi dự trữ năng lượng của hệ càng nhỏ. Do đó,

đối với các nguyên tố có nhiều số oxi hóa, thì số oxi hóa của các nguyên tử càng ổn định

nếu dự trữ năng lượng của nó là nhỏ nhất.

Tính oxi hóa của một chất phụ thuộc vào:

- Đặc điểm cấu tạo của các nguyên tử cấu thành nên chất đó:

Ví dụ:

Cl

3s²3p⁵

Cl^-

3s²3p⁶bền hơn

→ Cl có tính oxi hóa mạnh hơn.

- Trạng thái tồn tại của các chất.

Ví dụ:

Cl₂có dự trữ năng lượng nhỏ hơn nhiều so với 2Cl

½ Cl₂+ 1e → Cl^-khó hơn

Cl + 1e → Cl^-

dễ hơn

→ Cl là chất oxi hóa mạnh hơn Cl₂

- Độ bền liên kết của các nguyên tử trong hợp chất

Ví dụ: hằng số bền của các phức Cd²⁺trong nước:

[Cd(CN)₄]^2-

K_b= 10^17.1

[Cd(NH₃)₄]²⁺

K_b= 10^6.5

[Cd(CN)₄]^2-+ 2e → Cd↓ + 4CN^-

φ⁰= -1.09V

φ⁰= -0.61V

[Cd(NH₃)₄]²⁺+ 2e → Cd↓ +4NH₃

→ [Cd(CN)₄]^2-khó bị khử thành Cd hơn [Cd(NH₃)]²⁺. Hay nói cách khác, số oxi hóa +2

của Cd trong phức [Cd(CN)₄]^2-bền hơn trong phức [Cd(NH₃)₄]²⁺.

- Đối với chất oxi hóa cụ thể, tính chất oxi hóa khử lại phụ thuộc môi trường tiến

hành phản ứng.

3. Giản đồ Latimer: cho phép dự đoán tính chất oxi hóa - khử của một nguyên tố khi ở

các trạng thái oxi hóa khác nhau trong các môi trường phản ứng khác nhau.

Giản đồ biểu diễn quá trình khử (nhận electron) của các nguyên tố từ trạng thái có số oxi

hóa cao đến trạng thái có số oxi hóa thấp dần kèm theo φ⁰trong các môi trường axit và

baz.

Ví dụ: giản đồ Latimer của Mn:

- Trong môi trường axit:

+1,51

MnO^₄^⁰^,56MnO₄^2^²^,26MnO₂^⁰^,95Mn^3^¹^,51Mn^2^¹^,18Mn

+1,7

+1,23

- Trong môi trường baz:

MnO^₄⁰^,56MnO²₄^⁰^,60MnO₂⁰^,15Mn(OH)₃^⁰^,25Mn(OH)₂^¹^,55Mn

-0,59

-0,025

Dấu → chỉ quá trình nhận electron.

Chữ số - φ⁰(V)

Nhận xét:

- Tính oxi hóa của các hợp chất Mn trong môi trường axit mạnh hơn trong môi

trường baz.

- Tính khử của Mn và các hợp chất của nó thể hiện mạnh hơn trong môi trường

baz.

21

- Trong giản đồ Latimer, nếu φ⁰của cặp oxi hóa giảm dần từ trái sang phải thì các

chất không bị dị phân. Ngược lại, nếu φ⁰của cặp bên phải lớn hơn của cặp bên

trái thì hợp chất sẽ bị dị phân.

4. Sự ổn định của các chất oxy hóa và chất khử trong dung dịch nước.

a. Sự ổn định của các chất khử trong dung dịch nước

- Tính oxi hóa của nước

+ Môi trường baz:

+ Môi trường trung tính:

+ Môi trường axit:

2H₂O + 2e → H₂+ 2OH^-

2H⁺+ 2e → H₂

φ⁰= -0.83V

φ⁰= -0.41V

φ⁰= 0.0V

p_H

[H ^]²

0.059

Ở điều kiện khác chuẩn:

   ⁰

lg

2

  0.0259lg p_H 0.059pH

2

pH giảm, φ tăng, tính oxi hóa mạnh nhất trong môi trường axit → H₂O là chất oxi

hóa yều.

- Tính ổn định của các chất khử:

+ Trong môi trường axit:

phản ứng xảy ra khi:

E⁰= 0 – φ⁰> 0

→

φ⁰< 0

→ Tất cả các chất có φ⁰< 0 đều phản ứng với H⁺trong môi trường axit.

+ Trong môi trường trung tính:

Các chất khử có φ⁰< - 0.41V sẽ xảy ra phản ứng:

2M + nH₂O → 2Mⁿ⁺+ nOH^-+ ½ H₂↑

Các chất khử có φ⁰ - 0.41V bền trong dung dịch nước có môi trường trung tính.

b. Sự ổn định của các chất oxy hóa trong dung dịch nước.

- Tính khử của nước:

+ Môi trường axit:

+ Môi trường trung tính:

+ Môi trường baz:

O_2(k)+ 4H⁺+ 4e → 2H₂O

O_2(k)+ 2H₂O + 4e → 4OH^-

φ⁰= +1.23V

φ⁰= + 0.82V

φ⁰= + 0.40V

0.059

1

Ở điều kiện khác chuẩn:

  ⁰

lg

p_O[H ^]⁴

4

2

  1.23  0.0147lg p_O 0.059pH

2

pH tăng, φ giảm, tính khử mạnh nhất trong môi trường baz.

- Sự ổn định của các chất oxi hóa:

+ Trong môi trường axit:

phản ứng xảy ra khi: E⁰= φ⁰– 1.23 > 0 →

φ⁰> +1.23V

→ Ở điều kiện tiêu chuẩn, tất cả các chất oxi hóa có φ⁰> +1.23V oxi hóa được

H₂O theo phản ứng:

OXH + H₂O → Kh + 2H⁺+ ½ O₂

+ Trong môi trườngbaz:

Ở đktc, các chất oxi hóa có φ⁰> +0.40V sẽ oxi hóa được H₂O theo phản ứng:

OXH + H₂O → Kh + OH^-

Các chất oxi hóa có φ⁰≤ +0.40V sẽ bền trong dung dịch nước có môi trường

trung tính.

+ Trong môi trườngtrung tính:

Ở đktc, các chất oxi hóa có φ⁰> + 0.82V sẽ oxi hóa được H₂O trong môi trường

baz.

OXH + H₂O → Kh + OH^-

22

Các chất oxi hóa có φ⁰≤ + 0.82V sẽ bền trong dung dịch nước có môi trường

baz.

23

Giáo trình Hóa vô cơ - Chương 4: Phản ứng oxy hóa - khử