Chương 5. PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ - SỰ ĐIỆN PHÂN
I. TÓM TẮT LÝ THUYẾT
I.1. Phản ứng oxi hóa - khử
I.1.1. Số oxi hóa và cách xác định
• Số oxi hóa của một nguyên tố trong một hợp chất là một số đại số biểu diễn điện tích của
nguyên tử trong phân tử của chất nếu giả thiết chỉ có liên kết ion; nghĩa là các electron liên kết
ở mỗi cặp nguyên tử được coi như chuyển hẳn sang nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.
• Các qui tắc xác định số oxi hóa gồm:
- Trong các đơn chất số oxi hóa của các nguyên tố bằng không.
- Trong một phân tử, tổng số oxi hóa của các nguyên tố bằng không
- Trong các ion đơn nguyên tử, số oxi hóa của nguyên tố bằng điện tích của ion đó.
Trong ion đa nguyên tử, tổng số oxi hóa của các nguyên tố bằng điện tích của ion.
- Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hóa của hiđro bằng +1, trừ hiđrua kim loại (NaH,
CaH
2
, …). Số oxi hóa của oxi bằng -2, trừ trường hợp OF
2
và peoxit (H
2
O
2
, Na
2
O
2
, …)
- Liên kết giữa các nguyên tử của cùng một nguyên tố không tính số oxi hóa, nghĩa là
bằng 0 như - O - O -; -C-C-; -S-S-, …
I.1.2. Phản ứng oxi hóa khử
• Phản ứng oxi hóa - khử là phản ứng hóa học trong đó có sự chuyển electron giữa các chất
phản ứng; hay phản ứng oxi hóa - khử là phản ứng hóa học trong đó có sự thay đổi số oxi hóa

của một số nguyên tố.
• Chất oxi hóa (còn gọi là chất bị khử) là chất nhận electron hay là chất có số oxi hóa giảm
sau phản ứng.
• Chất khử (còn gọi là chất bị oxi hóa) là chất nhường electron hay là chất có số oxi hóa tăng
sau phản ứng.
• Sự khử (quá trình khử) một chất là làm cho chất đó nhận electron hay làm giảm số oxi hóa
của chất đó.
• Sự oxi hóa (quá trình oxi hóa) một chất là làm cho chất đó nhường electron hay làm tăng số
oxi hóa của chất đó.
I.1.3. Phân loại phản ứng oxi hóa - khử
Có thể chia các phản ứng oxi hóa khử thành ba loại:
• Phản ứng giữa các phân tử: Trong các phản ứng loại này sự chuyển electron xảy ra giữa các
phân tử. Đây là loại phản ứng oxi hóa khử phổ biến nhất.
Ví dụ: 2KMnO
4
+ 16HCl → 2KCl + 2MnCl
2
+ 5Cl
2
↑ + 8H
2
O
• Phản ứng tự oxi hóa khử (phản ứng dị li): Trong các phản ứng loại này một chất phân li
thành hai chất khác trong đó một chất ở mức oxi hóa cao hơn và một chất ở mức oxi hóa thấp
hơn.
Ví dụ: Cl
2
+ 6KOH → 5KCl + KClO
3
+ 3H

2
O
1
3HNO
2
→ HNO
3
+ 2NO↑ + H
2
O
• Phản ứng nội phân tử: Trong các phản ứng loại này sự chuyển electron xảy ra giữa các
nguyên tử của các nguyên tố cùng nằm trong một phân tử.
Ví dụ: NH
4
NO
3

→
0
t
N
2
O + 2H
2
O
2KClO
3

 →
2

0
MnO,t
2KCl + 3O
2
I.1.4. Phản ứng oxi hóa – khử trong dung dịch
Trong dung dịch các chất điện li tồn tại dưới dạng ion nên phản ứng hóa học giữa các
chất trong dung dịch là phản ứng giữa các ion. Vì vậy có thể viết phản ứng dưới dạng ion.
Ví dụ: - Phản ứng Cu + 4HNO
3
→ Cu(NO
3
)
2
+ 2NO
2
↑ + 2H
2
O
được viết: Cu + 4H
+
+ 2
−
3
NO
→ Cu
2+
+ 2NO
2
↑ + 2H
2

O
- Phản ứng Zn + CuSO
4
→ ZnSO
4
+ Cu
được viết : Zn + Cu
2+
→ Zn
2+
+ Cu
I.1.5. Cân bằng phản ứng oxi hóa – khử
Nguyên tắc chung là dựa vào định luật bảo toàn electron:

∑
e
(do chất khử cho) =
∑
e
(do chất oxi hóa nhận)
1. Phương pháp thăng bằng electron
Các bước thực hiện:
Bước 1: Xác định số oxi hóa của những nguyên tố có số oxi hóa thay đổi
Bước 2: Viết quá trình oxi hóa và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp sao cho tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng số
electron mà chất oxi hóa nhận.
Bước 4: Đặt hệ số của chất oxi hóa và chất khử vào sơ đồ phản ứng.
Bước 5: Cân bằng phần không oxi hóa - khử như sự tạo muối, môi trường, H
2
O

, …

Ví dụ: Na
2
SO
3
+ KMnO
4
+ H
2
O → Na
2
SO
4
+ MnO
2
+ KOH
Bước 1: Na
2
4
S
+
O
3
+ K
7
Mn
+
O
4

+ H
2
O → Na
2
6
S
+
O
4
+
4
Mn
+
O
2
+ KOH
Bước 2:
4
S
+
→
6
S
+
+ 2e (quá trình oxi hóa)
7
Mn
+
+ 5e →
4

Mn
+
(quá trình khử)
Bước 3:
47
64
Mne3Mn
e2SS
2
3
++
++
→+
+→
×
×
Bước 4: 3Na
2
SO
3
+ 2KMnO
4
+ H
2
O → 3Na
2
SO
4
+ 2MnO
2

+ KOH
Bước 5: 3Na
2
SO
3
+ 2KMnO
4
+ H
2
O → 3Na
2
SO
4
+ 2MnO
2
+ 2KOH
Lưu ý: - Có thể viết gộp: bước 2 và 3, bước 4 và 5.
2
- Nếu chất thay đổi số oxi hóa chứa nhiều nguyên tử của nguyên tố thay đổi số oxi hóa
thì phải viết quá trình oxi hóa hoặc quá trình khử ứng với đúng số nguyên tử của nguyên tố
đó trong hợp chất.
- Nếu có nhiếu nguyên tố thay đổi số oxi hóa (cùng tăng hoặc cùng giảm) thì phải viết
quá trình oxi hóa hoặc khử của tất cả các nguyên tố và giữ đúng tỉ lệ giữa các nguyên tử
hoặc viết ứng với cả nhóm nguyên tử.
- Nếu từ 1 chất oxi hóa sinh ra nhiều sản phẩm khử thì ta tách thành nhiều phản ứng
(mỗi phản ứng tạo ra một sản phẩm chất khử) rồi cân bằng các phản ứng đó, sau đó nhân hệ
số thích hợp vào các phương trình thu được và cộng lại.
- Đối với các phản ứng có sự tham gia của các chất hữu cơ: Nếu hợp chất hữu cơ trước
và sau phản ứng có một số nhóm nguyên tử thay đổi và một số nhóm không đổi thì ta xác định
số oxi hóa của C trong từng nhóm rồi cân bằng. Nếu hợp chất hữu cơ thay đổi toàn phân tử,

ta cân bằng theo số oxi hóa trung bình của cacbon.
Ví dụ: a)
0
Al
+ H
5
N
+
O
3
→
3
Al
+
(NO
3
)
3
+
1
N
+
2
O + H
2
O
15
30
N2e8N2
e3AlAl

3
8
++
+
→+
+→
×
×
⇒ 8Al + 30HNO
3
→ 8Al(NO
3
)
3
+ 3N
2
O + 15H
2
O
b)
1
2
2
SFe
−+
+ H
5
N
+
O

3
→ Fe(NO
3
)
3
+ H
2
6
S
+
O
4
+
2
N
+
O + H
2
O
Cách 1:
25
61
32
Ne3N
e14S2S2
e1FeFe
5
1
++
+−

++
→+





+→
+→
×
×
Cách 2:
25
63
2
Ne3N
e15S2FeSFe
5
1
++
++
→+
++→
×
×
⇒ FeS
2
+ 8HNO
3
→ Fe(NO

3
)
3
+ 2H
2
SO
4
+ 5NO + 2H
2
O
2. Phương pháp ion-electron
Phương pháp này chỉ áp dụng cho các phản ứng xảy ra trong dung dịch và gồm 5 bước:
Bước 1: Xác định những chất chứa nguyên tố có số oxi hóa thay đổi
Bước 2: Viết các bán phản ứng oxi hóa (ứng với quá trình nhận electron) và bán phản ứng
khử (ứng với quá trình cho electron) theo nguyên tắc sau:
+ Các dạng oxi hóa và dạng khử của các chất oxi hóa và chất khử nếu thuộc chất điện li
mạnh thì viết dưới dạng ion.
+ Các chất điện li yếu, chất không điện li, chất rắn, chất khí thì viết dưới dạng nguyên
tử hoặc phân tử.
Khi cân bằng các bán phản ứng cần chú ý hai điểm:
+ Tùy môi trường (axit, bazơ, trung tính) và tùy theo số nguyên tử oxi ta cần thêm vào
vế trái ion H
+
, OH
-
hoặc H
2
O và vế phải sẽ tạo ra H
2
O hoặc H

+
, OH
-
.
3
+ Tổng điện tích 2 vế của bán phản ứng phải bằng nhau, nói cách khác ta có thể dựa vào
tổng điện tích để cân bằng.
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp sao cho tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng số
electron mà chất oxi hóa nhận.
Bước 4: Nhân hệ số rồi cộng hai bán phản ứng lại ta được phương trình phản ứng dạng ion
thu gọn.
Bước 5: Cân bằng phần không oxi hóa - khử bằng cách thêm các ion không tham gia cho
nhận electron tương ứng vào hai vế của phương trình.
Ví dụ: FeSO
4
+ KMnO
4
+ H
2
SO
4
→ Fe
2
(SO
4
)
3
+ MnSO
4
+ K

2
SO
4
+ H
2
O
Bước 1:
2
Fe
+
SO
4
+ K
7
Mn
+
O
4
+ H
2
SO
4
→
3
Fe
+
2
(SO
4
)

3
+
2
Mn
+
SO
4
+ K
2
SO
4
+ H
2
O
Bước 2: 2Fe
2+
→ 2Fe
3+
+ 2e (bán phản ứng oxi hóa)
−
4
MnO
+ 8H
+
+ 5e → Mn
2+
+ 4H
2
O (bán phản ứng khử)
Bước 3:

OH4Mne5H8MnO
e2Fe2Fe2
2
5
2
2
4
32
+→++
+→
×
×
++−
++
Bước 4:
OH8Mn2Fe10H16MnO2Fe10
OH4Mne5H8MnO
e2Fe2Fe2
2
5
2
23
4
2
2
2
4
32
++→++
+→++

+→
×
×
+++−+
++−
++
Bước 5: 10FeSO
4
+2 KMnO
4
+ 8H
2
SO
4
→ 5Fe
2
(SO
4
)
3
+ 2MnSO
4
+ K
2
SO
4
+ 8H
2
O
I.2. Pin điện hóa

I.2.1. Điện cực-pin điện hóa
• Một hệ gồm vật dẫn electron (kim loại, chất bán dẫn, …) tiếp xúc với vật dẫn ion (dung dịch
chất điện li) được gọi là điện cực.
Trên bề mặt của các điện cực xảy ra quá trình oxi hóa hoặc quá trình khử và vật liệu
dùng làm điện cực (vật liệu dẫn electron) có thể tham gia hoặc không tham gia vào phản ứng
điện cực.
• Điện cực mà vật liệu điện cực không tham gia vào phản ứng xảy ra trên điện cực (chỉ đóng
vai trò là chất dẫn điện) được gọi là điện cực trơ. Ví dụ điện cực làm bằng graphit, kim loại
quý. Điện cực mà vât liệu điện cực bị oxi hóa trong quá trình xảy ra phản ứng trên điện cực
được gọi là điện cực tan.
• Điện cực mà ở đó xảy ra sự oxi hóa, tức là xảy ra quá trình nhường electron được gọi là
anot. Điện cực mà ở đó xảy ra sự khử, tức là xảy ra quá trình nhận electron được gọi là catot.
• Pin điện hóa là một hệ gồm hai điện cực (khác nhau) nhúng vào cùng một dung dịch điện li
hoặc hai dung dịch chất điện li khác nhau được nối với nhau bằng một cầu muối.
Ví dụ pin điện hóa Zn-Cu gồm điện cực Zn nhúng trong cốc đựng dung dịch ZnSO
4
và điện
cực Cu nhúng trong cốc đựng dung dịch CuSO
4
. Các cốc dung dịch ZnSO
4
và CuSO
4
được
nối với nhau bằng cầu muối KCl.
4
- Khi nối hai điện cực với thiết bị tiêu thụ điện (VD
một điện trở) ở lá điện cực Zn xảy ra quá trình oxi
hóa: Zn → Zn
2+

+ 2e. Ion Zn
2+
đi vào dung dịch còn
các electron theo dây dẫn đến điện cực Cu. Tại đây
xảy ra quá trình khử các ion Cu
2+
trong dung dịch
thành Cu: Cu
2+
+ 2e → Cu bám trên bề mặt lá Cu.
Trong cầu muối các ion K
+
di chuyển sang cốc đựng
dung dịch CuSO
4
, các ion Cl
-
di chuyển sang cốc
đựng dung dịch ZnSO
4
làm cân bằng điện tích nên
các dung dịch luôn trung hòa điện. Ở mạch ngoài
(dây dẫn), các electron đi từ cực Zn sang cực Cu.
Pin điện hóa Zn-Cu
- Phản ứng điện hóa trong pin điện là phản ứng oxi hóa khử, nó là kết quả tổng hợp của các
phản ứng tại các điện cực.
Ví dụ trong pin Zn-Cu, phản ứng tổng quát được viết như sau: Zn + Cu
2+
→ Zn
2+

+ Cu
Điện cực Zn là nguồn cung cấp electron nên nó là cực âm, tại đây xảy ra quá trình oxi
hóa nên nó đóng vai trò anot. Điện cực Cu là nơi tiêu thụ electron nên nó là cực dương, tại
đây xảy ra quá trình khử nên nó đóng vai trò là catot.
Vậy trong pin điện hóa: Anot là cực âm, catot là cực dương.
• Sơ đồ điện cực, sơ đồ pin điện hóa
- Người ta quy ước viết sơ đồ của một điện cực như sau:
+ Dung dịch điện li bao quanh điện cực được đặt ở phía bên trái.
+ Kim loại (vật liệu) làm điện cực được đặt ở phía bên phải.
+ Giữa vật liệu điện cực và chất khí được đặt một dấu phẩy (,).
+ Giữa kim loại điện cực và dung dịch điện li được đặt một gạch đơn thẳng đứng.
Ví dụ: Điện cực gồm thanh Cu nhúng trong dung dịch CuSO
4
:
CuSO
4
Cu hoặc đơn giản hơn: Cu
2+
Cu.
Điện cực gồm tấm Pt hấp phụ khí Cl
2
nhúng trong dung dịch HCl:
HClCl
2
,Pt hoặc đơn giản hơn: Cl
-
Cl
2
,Pt.
- Người ta quy ước viết sơ đồ của một pin điện hóa như sau:

+ Điện cực dương được đặt ở bên phải, điện cực âm ở bên trái sơ đồ.
+ Giữa kim loại điện cực và dung dịch điện li được đặt một gạch đơn thẳng đứng.
+ Giữa dung dịch bao quanh cực dương và dung dịch bao quanh cực âm đặt một gạch
đôi thẳng đứng.
Ví dụ pin Zn – Cu: (-) ZnZnSO
4
CuSO
4
Cu (+)
hoặc đơn giản hơn: (-) ZnZn
2+
Cu
2+
Cu (+)
I.2.2. Thế điện cực-sức điện động
5
ZnSO
4
e
CuSO
4
e
Mỗi điện cực có một thế điện cực. Thế tuyệt đối của điện cực là đại lượng không đo
được nhưng có thể đo được độ chênh lêch thế (hiệu điện thế ) giữa hai điện cực của một pin
điện hóa.
• Hiệu điện thế lớn nhất giữa hai điện cực (E), tức là hiệu của thế điện cực dương (E
(+)
) với
thế điện cực âm (E
(-)

) được gọi là sức điện động (đôi khi còn gọi là suất điện động) của pin
điện hóa: E = E
(+)
– E
-(-)
.
Từ quy ước về viết sơ đồ pin điện hóa ⇒ E = E
phải
- E
trái
.
Sức điện động của pin điện hóa luôn là số dương và phụ thuộc vào bản chất của điện cực,
nồng độ dung dịch và nhiệt độ theo phương trình Nernst:
Nếu phản ứng tổng quát trong pin điện được viết dưới dạng: Ox
2
+ Kh
1
→ Ox
1
+ Kh
2
thì ta có: E = E
0
-
]Kh][Ox[
]Kh][Ox[
ln
nF
RT
12

21
Với [Ox
1
], [Ox
2
], [Kh
1
], [Kh
2
] là nồng độ (mol/L, nếu là ion) hoặc áp suất riêng phần (nếu là
chất khí) của Ox
1
, Ox
2
, Kh
1
, Kh
2
E
0
: là sức điện động chuẩn, là sức điện động khi [Ox
1
] = [Ox
2
]= [Kh
1
]= [Kh
2
] = 1 (M
hoặc atm).

R = 8,314 J/mol.K; T (K) = t
0
(C) + 273; F = 96500 C/mol.
n là số electron trao đổi trong phản ứng.
Ở 25
0
C ta có: E = E
0
-
]Kh][Ox[
]Kh][Ox[
lg
n
059,0
12
21
Lưu ý: Nếu Kh
1
, Kh
2
là chất rắn (kim loại) thì nồng độ của chúng được tính bằng 1M.
Ví dụ đối với pin Zn-Cu ở trên, ở 25
0
C: E = E
0
-
]Cu[
]Zn[
lg
2

059,0
2
2
+
+
• Để xác định thế điện cực của một điện cực người ta quy ước chọn điện cực chuẩn hiđro, là
điện cực gồm một tấm Pt được phủ muội Pt và hấp phụ khí H
2
tại áp suất H
2
bằng 1atm,
nhúng trong dung dịch axit có nồng độ H
+
bằng 1M, làm gốc.
Trên bề mặt điện cực chuẩn hiđro xảy ra cân bằng oxi hóa-khử: 2H
+
+ 2e ⇔ H
2
. Điện
cực hiđro chuẩn được viết dưới dạng sơ đồ như sau: H
+
(1M)H
2
(1atm), Pt
Người ta quy ước thế của điện cực chuẩn hiđro bằng 0 V ở mọi nhiệt độ:
00,0E
2
H/H2
=
+

V
• Thế của một điện cực là sức điện động của pin điện hóa tạo bởi điện cực chuẩn hiđro và
điện cực cần đo.
Trong pin điện hóa nói trên, nếu điện cực cần đo đóng vai trò là điện cực dương thì thế
của nó có giá trị dương, nếu đóng vai trò là điện cực âm thì thế của nó có giá trị âm.
Phản ứng xảy ra trên điện cực được quy ước viết dưới dạng: Ox + ne → Kh nên thế của
nó được kí hiệu là
Kh/Ox
E
(và được gọi là thế khử vì tương ứng với quá trình khử). Thế oxi
hóa sẽ tương ứng với quá trình ngược lại nên có cùng giá trị nhưng ngược dấu với thế khử.
6
Thế của điện cực cũng phụ thuộc vào bản chất của điện cực, nồng độ dung dịch và nhiệt
độ theo phương trình Nernst.
E
Ox/Kh
=
0
Kh/Ox
E
+
]Kh[
]Ox[
ln
nF
RT
Với [Ox], [Kh] là nồng độ (mol/L, nếu là ion) hoặc áp suất riêng phần (nếu là chất khí) của
Ox, Kh.
0
Kh/Ox

E
: là thế điện cực chuẩn, là thế điện cực khi [Ox] = [Kh] = 1 (M hoặc atm).
Ở 25
0
C: E
Ox/Kh
=
0
Kh/Ox
E
+
]Kh[
]Ox[
ln
n
059,0
Lưu ý: - Nếu Kh là chất rắn (kim loại) thì nồng độ của chúng được tính bằng 1M.
Ví dụ với điện cực Zn, ở 25
0
C:
]Znlg[
2
059,0
EE
20
Zn/ZnZn/Zn
22
+
+=
++

với điện cực Cu, ở 25
0
C:
]Culg[
2
059,0
EE
20
Cu/CuCu/Cu
22
+
+=
++
- Đối với điện cực hiđro ở 25
0
C:

2
2
22
H
H
2
0
H/H2H/H2
Plg
2
059,0
]Hlg[059,0
P

]H[
lg
2
059,0
EE −=+=
+
+
++
Nếu
atm1P
2
H
=
thì
pH059,0]Hlg[059,0E
2
H/H2
−==
+
+
I.2.3. Sự phụ thuộc của thế điện cực vào pH của dung dịch
- Nếu phản ứng điện cực có sự tham gia của H
+
thì thế của điện cực sẽ phụ thuộc trực
tiếp vào nồng độ H
+
(theo phương trình Nernst) tức là phụ thuộc vào pH.
- Đối với các phản ứng điện cực không có sự tham gia của H
+
, thế của điện cực cũng có

thể phụ thuộc vào pH do pH có ảnh hưởng đến nồng độ của ion tham gia phản ứng điện cực
(thông qua việc tạo kết tủa với các ion này).
I.2.4. Mối liên hệ giữa E,
∆
G và K
- Biến thiên năng lượng Gibbs, ∆G, của phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong pin có liên
hệ với sức điện động, E, của pin điện hóa theo biểu thức: ∆G = - nFE.
và ở điều kiện chuẩn: ∆G
0
= - nFE
0
.
Trong điều kiện đẳng nhiệt đẳng áp (T,P = const), phản ứng chỉ có thể tự xảy ra khi ∆G
< 0 ⇒ phản ứng oxi hóa khử trong pin điện hóa chỉ có thể tự diễn ra nếu E = E
(+)
– E
-(-)
> 0
hay E
(+)
> E
(-)
.
- Mặt khác ∆G
0
= - RTlnK ⇒ K =
RT
nFE
0
e

với K là hằng số cân bằng của phản ứng oxi
hóa khử xảy ra trong pin điện hóa.
- Với phản ứng tại điện cực (bán phản ứng khử hoặc bán phản ứng oxi hóa) ta cũng có:
∆G = - nF
Kh/Ox
E
và ∆G
0
= - nF
0
Kh/Ox
E
.
7
I.2.5. Dãy thế điện cực (thế khử) chuẩn của các cặp oxi hóa-khử. Điều kiện xảy ra phản
ứng oxi hóa khử
• Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại.
Điện cực chuẩn kim loại là điện cực gồm kim loại M nhúng trong dung dịch chứa ion
của nó, M
n+
, với [M
n+
] = 1M.
- Dãy sắp xếp các kim loại theo thứ tự tăng dần thế điện cực chuẩn được gọi là dãy thế
điện cực chuẩn của kim loại, còn gọi là dãy thế điện hóa. Dãy thế điện cực chuẩn của một số
cặp oxi hóa – khử của một số kim loại thông dụng ở 25
0
C được tóm tắt trong dưới đây:
Cặp oxi hóa–khử Nửa phản ứng E
0

(V)
Li
+
/Li Li
+
+ e Li - 3,029
K
+
/K K
+
+ e K - 2,924
Ba
2+
/Ba Ba
2+
+ 2e Ba - 2,900
Ca
2+
/Ca Ca
2+
+ 2e Ca - 2,987
Na
+
/Na Na
+
+ e Na - 2,714
Mg
2+
/Mg Mg
2+

+ 2e Mg - 2,363
Al
3+
/Al Al
3+
+ 3e Al - 1,660
Mn
2+
/Mn Mn
2+
+ 2e Mn - 1,18
Zn
2+
/Zn Zn
2+
+ 2e Zn - 0,763
Cr
3+
/Cr Cr
3+
+ 3e Cr - 0,74
Fe
2+
/Fe Fe
2+
+ 2e Fe - 0,44
Cr
3+
/Cr
2+

Cr
3+
+ e Cr
2+
- 0,410
Cd
2+
/Cd Cd
2+
+ 2e Cd - 0,403
Co
2+
/Co Co
2+
+ 2e Co - 0,27
Ni
2+
/Ni Ni
2+
+ 2e Ni - 0,25
Sn
2+
/Sn Sn
2+
+ 2e Sn - 0,136
Pb
2+
/Pb Pb
2+
+ 2e Pb - 0,126

2H
+
/H
2
2H
+
+ 2e H
2
0,000
Sn
4+
/Sn
2+
Sn
4+
+ 2e Sn
2+
0,150
Cu
2+
/Cu Cu
2+
+ 2e Cu 0,337
Fe
3+
/Fe
2+
Fe
3+
+ e Fe

2+
0,771
Ag
+
/Ag Ag
+
+ e Ag 0,799
Hg
2+
/Hg Hg
2+
+ 2e Hg 0,854
Au
3+
/Au Au
3+
+ 3e Au 1,50
• Dãy thế điện cực chuẩn (thế khử chuẩn) của cặp oxi hóa-khử.
Phản ứng điện cực được quy ước là phản ứng khử nên cũng tương tự như điện cực kim
loại (với cặp oxi hóa khử M
n+
/M, và phản ứng khử là M
n+
+ ne → M), người ta cũng xác định
được thế khử chuẩn của các cặp oxi hóa-khử bất kì. Dưới đây là thế khử chuẩn của một số cặp
oxi hóa – khử thường gặp.
Cặp oxi hóa–khử Nửa phản ứng E
0
(V)
8

F
2
/2F
-
F
2
+ 2e 2F
-
2,65
Cl
2
/2Cl
-
Cl
2
+ 2e 2Cl
-
1,359
Br
2
/2Br
-
Br
2
+ 2e 2Br
-
1,09
I
2
/2I

-
I
2
+ 2e 2I
-
0,536
O
2
/H
2
O O
2
+ 4H
+
+ 4e 2H
2
O 1,229
O
2
/OH
-
O
2
+ 2H
2
O + 4e 4OH
-
0,401
O
3

/O
2
,H
2
O O
3
+ 2H
+
+ 2e O
2
+ H
2
O 2,07
O
3
/O
2
,OH
-
O
3
+ H
2
O + 2e O
2
+ 2OH
-
1,24
H
2

O/H
2
H
2
O + 2e H
2
+ 2OH
-
-0,828
−
4
MnO
/Mn
2+
−
4
MnO
+ 8H
+
+ 5e Mn
2+
+ 4H
2
O
1,51
−
4
MnO
/MnO
2

−
4
MnO
+ 4H
+
+ 3e MnO
2
+ 2H
2
O
1,70
−
4
MnO
/MnO
2
−
4
MnO
+ 2H
2
O + 3e MnO
2
+ 4OH
-
0,60
−
4
MnO
/

−2
4
MnO
−
4
MnO
+ e
−2
4
MnO
0,564
MnO
2
/Mn
2+
MnO
2
+ 4H
+
+ 2e Mn
2+
+ 2H
2
O 1,23
+− 32
72
Cr2/OCr
−2
72
OCr

+ 14H
+
+ 6e 2Cr
3+
+ 7H
2
O
1,33
−−
4
2
4
)OH(Cr/CrO
−2
4
CrO
+ 4H
2
O + 3e
−
4
)OH(Cr
+ 4OH
-
-0,13
NO/NO
3
−
−
3

NO
+ 4H
+
+ 3e NO + 2H
2
O
0,96
−− 2
4
2
82
SO2/OS
−2
82
OS
+ 2e
−2
4
SO2
1,96
−− 2
62
2
4
OS/SO2
−2
4
SO2
+ 4H
+

+ 2e
−2
62
OS
+ 2H
2
O
-0,25
−− 2
3
2
4
SO/SO
−2
4
SO
+ H
2
O + 2e
−2
3
SO
+ 2OH
-
-0,936
32
2
4
SOH/SO
−

−2
4
SO
+ 4H
+
+ 2e H
2
SO
3
+ H
2
O
0,172
• Từ dãy thế điện cực (thế khử) chuẩn người ta có thể:
- Xác định sức điện động chuẩn của pin điện hóa và thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa khử:
E
0

(của pin)
=
0
)(
E
+
-
0
)(
E
−
.

- So sánh tính oxi hóa-khử và xác định chiều của phản ứng oxi hóa khử ở điều kiện chuẩn:
Một cách tổng quát:
+ Cặp oxi hóa khử có E
0
càng lớn thì tính oxi hóa của dạng oxi hóa càng mạnh, có E
0
càng nhỏ thì tính khử của dạng khử càng mạnh.
+ Dạng oxi hóa của cặp oxi hóa-khử có E
0
lớn hơn có thể oxi hóa được dạng khử của
cặp oxi hóa khử có E
0
nhỏ hơn.
Như vậy: Phản ứng oxi hóa khử chỉ có thể tự xảy ra theo chiều:
Oxi hóa mạnh + Khử mạnh → Khử yếu hơn + Oxi hóa yếu hơn
Nếu có hai cặp oxi hóa khử liên hợp có thứ tự trong dãy thê điện hóa là
2
2
1
1
Kh
Ox
;
Kh
Ox
thì
phản ứng oxi hóa khử chỉ có thể xảy ra theo chiều: Ox
2
+ Kh
1

→ Ox
1
+ Kh
2
. Quy tắc này còn
được gọi là quy tắc α.
9
Ox
1
Kh
1
Ox
2
Kh
2
Lưu ý: - Người ta cũng đặt E
0
=
0
Kh/Ox
0
Kh/Ox
1122
EE −
, khi đó E
0
được gọi là thế chuẩn của phản
ứng oxi hóa – khử. Như vậy, ở điều kiện chuẩn phản ứng oxi hóa – khử chỉ có thể tự xảy ra
theo chiều E
0

> 0.
- Thứ tự trong dãy thế điện hóa chỉ đúng trong dung dịch nước (dung môi là nước) và ở điều
kiện chuẩn (nồng độ của ion bằng 1M, áp suất riêng phần của chất khí bằng 1atm) và ở 25
0
C.
- Không áp dụng được quy tắc
α
nếu kim loại phản ứng được với H
2
O ở điều kiện thường.
Trong trường hợp này, kim loại sẽ phản ứng với nước để tạo thành dung dịch kiềm sau đó
kiềm sẽ tác dụng với ion kim loại trong muối.
- Khi cho hỗn hợp hai kim loại vào dung dịch một muối hoặc hỗn hợp hai muối thì thứ tự
phản ứng là:
+ Kim loại có tính khử mạnh nhất sẽ phản ứng trước, sau đó đến kim loại có tính khử
yếu hơn.
+ Ion kim loại có tính oxi hóa mạnh nhất sẽ phản ứng trước sau đó đến ion có tính oxi
hóa yếu hơn.
I.3. Sự điện phân
I.3.1. Sự điện phân
•
Điện phân là quá trình oxi hoá khử xảy ra trên bề mặt điện cực dưới tác dụng của dòng điện
một chiều chạy qua chất điện li ở trạng thái dung dịch hay nóng chảy.
Khi điện phân, tại cực âm sẽ xảy ra sự khử, tại cực dương sẽ xảy ra sự oxi hóa. Vì vậy
trong bình điện phân: Anot là cực dương, catot là cực âm.
•
Điện phân dung dịch
Trong dung dịch, ngoài các ion do chất tan điện li ra còn có ion H
+
và OH

-
do H
2
O điện
li tạo thành nên khi đó:
- Ở cực âm (catot) có thể xảy ra phản ứng:
2H
+
+ 2e → H
2
hay 2H
2
O + 2e → H
2
+ 2OH
-
.
Vì thế các kim loại có thế khử chuẩn rất âm (IA, IIA, Al) sẽ không bị khử tại cực âm (khi đó
H
2
O bị khử). Chỉ những kim loại kém hoạt động hóa học (Zn, Cr, Ni,…, các kim loại quý)
mới được giải phóng ở cực âm.
- Ở cực dương (anot) có thể xảy ra phản ứng:
4OH
-
→ O
2
+ 2H
2
O + 4e hay 2H

2
O → O
2
+ 4H
+
+ 4e
Vì thế những anion đơn giản như Cl
-
, Br
-
, I
-
, … phóng điện được trên cực dương, còn nhiều anion
gốc axit phức tạp như
−2
4
SO
,
−
3
NO
,
−
4
ClO
… sẽ không bị oxi hóa (khi đó H
2
O bị oxi hóa).
I.3.2. Sơ lược về quá thế - Thứ tự phản ứng trong điện phân dung dịch nước
10

Trên thực tế để quan sát được bằng thực nghiệm quá trình khử cation kim loại trên
catot, thế áp vào catot thường phải âm hơn thế khử chuẩn của kim loại; để quan sát được sự
oxi hóa một anion trên anot, thế áp vào thường phải cao hơn thế khử chuẩn của anion.
• Người ta gọi hiệu thế cần phải đặt vào hai điện cực để xảy ra sự phóng điện của các ion trên
các điện cực là thế phân hủy (E
phân hủy
). Hiệu giữa thế phân hủy với sức điện động chuẩn của
pin điện hóa tạo bởi hai cặp oxi hóa khử tham gia phản ứng tại các điện cực khi điện phân
(thường gọi là sức điện động phân cực, E
phân cực
) được gọi là quá thế.
η(quá thế) = E
phân hủy
– E
phân cực.
Ta có
:
E
phân hủy
= E
anot
– E
catot
; E
phân cực
=
0
anot
E
-

0
catot
E

Với E
catot
,

E
anot
là thế thực tế phải đặt vào catot và anot để xảy ra sự phóng điện tại các điện cực
này.
0
anot
E
,
0
catot
E
là thế khử chuẩn của các cặp oxi hóa – khử tham gia phản ứng tại anot và catot.
⇒ η = (E
anot
– E
catot
) - (
0
anot
E
-
0

catot
E
) = (E
anot
–
0
anot
E
) – (E
catot
-
0
catot
E
) = η
a
- η
c
Với: η
c
= E
catot
-
0
catot
E
là quá thế catot; η
a
= E
anot

-
0
anot
E
là quá thế anot.
+ E
catot
luôn <
0
catot
E
nên η
c
luôn âm; E
anot
luôn >
0
anot
E
nên η
a
luôn dương.
+ Nếu catot là quá trình khử ion kim loại thành kim loại thì η
c
≈ 0 V.
Ví dụ: Khi điện phân dung dịch CuSO
4
với các điện cực Pt.
Tại catot: Cu
2+

+ 2e → Cu; Tại anot: H
2
O → 2H
+
+
2
1
O
2
+ 2e
⇒ hình thành pin phân cực có sơ đồ: CuCu
2+
, H
+
O
2
, Pt
⇒ E
phân cực
=
0
Cu/Cu
0
OH/O
2
22
EE
+
−
; η

c
= E
catot
-
0
Cu/Cu
2
E
+
; η
a
= E
anot
-
0
OH/O
22
E
• Có nhiều loại quá thế:
- Quá thế hóa học: liên quan đến năng lượng hoạt động hóa của phản ứng hóa học trước khi
sự trao đổi ion xảy ra. Có thể khắc phục quá thế hóa học bằng cách sử dụng các chất xúc tác
điện hóa đồng thể hoặc dị thể.
- Quá thế hoạt động hóa: liên quan đến năng lượng hoạt động hóa của quá trình trao đổi
electron giữa các ion với bề mặt điện cực.
- Quá thế nồng độ: xuất hiện do sự giảm (hoặc tăng) nồng độ các ion ở vùng gần bề mặt điện cực.
-Quá thế do bọt khí: xuất hiện do sự chậm giải hấp các bọt khí ra khỏi bề mặt điện cực.
- Quá thế điện trở: liên quan với sự sụt thế do điện trở của dung dịch, …
Quá thế phụ thuộc vào vật liệu dùng làm điện cực, bản chất của ion trong dung dịch
điện li. mật độ dòng điện lưu thông trên điện cực, nhiệt độ và các yếu tố khác.
• Quá thế có vai trò lớn lao trong điện hóa học ứng dụng. Để minh họa, chúng ta xem xét sự

điện phân dung dịch chứa Zn
2+
và H
+

với điện cực bằng Zn. Giả sử [Zn
2+
] = [H
+
] = 1M.
Zn
2+
+ 2e → Zn ,
763,0E
0
Zn/Zn
2
−=
+
V; 2H
+
+ 2e→ H
2
,
00,0E
0
H/H2
2
=
+

V
11
Nếu căn cứ vào thế khử chuẩn E
0
thì ta tiên đoán H
+
sẽ phóng điện trước (ngay khi thế
catot đạt giá trị 0,000V) và H
2
sẽ thoát ra trên catot dưới hiệu điện thế thấp hơn nhiều so với
hiệu điện thế cần thiết để giải phóng kẽm. Tuy nhiên quá thế của H
2
trên Zn khoảng - 1V
khiến cho trong điện phân Zn lại được giải phóng trước trên catot. H
+
chỉ phóng điện khi nào
nồng độ Zn
2+
giảm tới mức thế của Zn
2+
/Zn trở nên nhỏ hơn quá thế của hiđro
V1E
Zn/Zn
2
−<
+
).
• Khi điện phân:
- Chất bị khử trước ở catot (cực âm) là chất sau khi tính đến quá thế có thế khử lớn nhất.
- Chất bị oxi hóa ở anot (cực dương) là chất sau khi tính đến quá thế có thế khử nhỏ nhất.

Từ thực nghiệm người ta nhận thấy khi điện phân dung dịch nước với các điện cực trơ:
- Tại catot (cực âm) xảy ra quá trình khử M
+
, H
+
(axit), H
2
O theo quy tắc:
+ Các cation nhóm IA, IIA và Al
3+
không bị khử (khi đó H
2
O bị khử)
+ Các ion H
+
(axit) và cation kim loại khác bị khử theo thứ tự trong dãy thế điện cực
chuẩn (ion có tính oxi hóa mạnh hơn bị khử trước)
+ Các ion H
+
(axit) dễ bị khử hơn các ion H
+
(H
2
O)
- Tại anot (cực dương) xảy ra quá trình oxi hóa anion gốc axit, OH
–
(bazơ kiềm), H
2
O theo
quy tắc:

+ Các anion gốc axit có oxi như NO
3
–, SO
4
2–
, PO
4
3–
, CO
3
2–
, ClO
4
–…không bị oxi hóa.
+ Các trường hợp khác bị oxi hóa theo thứ tự: S
2–
> I
–
> Br
–
> Cl
–
> RCOO
–
> OH
–
>
H
2
O.

Lưu ý: - Nếu anot không phải là điện cực trơ thì anot sẽ bị oxi hóa (hòa tan) khi điện phân.
Ví dụ điện phân dung dịch CuSO
4
với các điện cực bằng Cu thì ở anot Cu sẽ bị oxi hóa
theo phản ứng: Cu
→
Cu
2+
+ 2e.
- Ngoài phản ứng điện cực (phản ứng điện hóa) còn có thể có các phản ứng phụ (phản
ứng hóa học).
Ví dụ: - Khi điện phân dung dịch NaCl với điện cực trơ:
2NaCl + 2H
2
O
→
đp
2NaOH + H
2
+ Cl
2
.
Nếu không có màng ngăn sẽ xảy ra phản ứng phụ: 2NaOH + Cl
2
→ NaCl + NaClO + H
2
O
- Khi điện phân nóng chảy Al
2
O

3
với anot bằng than chì: 2Al
2
O
3

 →
đpnc
4Al + 3O
2
.
O
2
sinh ra sẽ phản ứng với anot than chì: 2C + O
2
→ 2CO; C + O
2
→ CO
2
.
I.3.4. Định luật Faraday trong điện phân
12
m =
F
It
n
A
×

Trong đó: m: khối lượng chất giải phóng ở điện cực (gam) ; A: khối lượng mol của chất thu

được ở điện cực ; n: số electron trao đổi ở điện cực ; I: cường độ dòng điện (A); t: thời gian
điện phân (s); F: hằng số Faraday là điện tích của 1 mol electron hay điện lượng cần thiết để 1
mol electron chuyển dời trong mạch ở catot hoặc ở anot (F = 96500 C.mol
-1
)
Lưu ý: - Khi các bình điện phân mắc nối tiếp thì I chạy qua các bình là như nhau.
- Số mol electron chạy qua bình điện phân (tham gia phản ứng tại các điện cực):
nF
t.I
n
e
=
BÀI TẬP TRẮC NGHIỆM
1. Cho các phản ứng sau:
1. Na + Cl
2
→ 2NaCl 4. SO
3
+ H
2
O → H
2
SO
4
2. Fe
2
O
3
+ 6HNO
3

→ 2Fe(NO
3
)
3
+ 3H
2
O 5. H
2
O + Na
2
O → 2NaOH
3. 2NO
2
+ 2NaOH → NaNO
3
+ NaNO
2
+ H
2
O 6. O
2
+ 2Cu → 2CuO
Các phản ứng nào là phản ứng oxi hoá – khử?
A. 1, 3 và 6; B. 1, 2, và 3; C. 2, 3, và 6; D. 2, 5, và 6;
2. Cho các quá trình oxi hóa khử sau và các nhận xét tương ứng, hãy cho biết nhận xét nào
đúng:
1.
−
4
MnO

→ Mn
2+
2) H
2
S →
−
2
4
SO

3) CH
3
-CHO → CH
3
COOH 4) CH
2
=CH
2
→ CH
3
-CH
3
A. Quá trình (1) (2) (3) là quá trình oxi hóa B. Quá trình (1) (4) là quá trình khử
C. Quá trình (2) (3) là quá trình khử D. Tất cả đều sai.
3. Trong phản ứng: 10FeSO
4
+ 8H
2
SO
4

+ 2KMnO
4
→ 5Fe
2
(SO
4
)
3
+ K
2
SO
4
+ 2MnSO
4
+ 8H
2
O
chất oxi hóa ; chất khử và môi trường lần lượt là:
A. FeSO
4
; KMnO
4
; H
2
SO
4
B. KMnO
4
; FeSO
4

; H
2
SO
4
C. H
2
SO
4
; KMnO
4
; FeSO
4
D. KMnO
4
; H
2
SO
4
; FeSO
4
4. Trong phản ứng 2KMnO
4
+ 16HCl → 2KCl + 2MnCl
2
+ 5Cl
2
+ 8 H
2
O, axit clohiđric đóng
vai trò:

A. Chất oxi hoá B. Chất khử
C. Vừa chất oxi hoá vừa chất khử D. Vừa chất khử vừa môi trường
5. Trong số các phản ứng oxi hoá- khử sau:
3I
2
+ 3H
2
O → HIO
3
+ 5HI (1) HgO → 2Hg + O
2
↑ (2)
4K
2
SO
3
→ 3K
2
SO
4
+ K
2
S (3) NH
4
NO
3
→ N
2
O + 2H
2

O (4)
2KClO
3
→ 2KCl + 3O
2
↑ (5) 4KClO
3
→ KCl + 3KClO
4
(6)
13
3NO
2
+ H
2
O → 2HNO
3
+ NO↑ (7) 4HClO
4
= 2Cl
2
↑ + 7O
2
↑ + 2H
2
O (8)
3K
2
MnO
4

+ 2H
2
O = MnO
2
+ 2KMnO
4
+ 4KOH (9)
2KMnO
4
+16 HCl = 5Cl
2
+ 2KCl + 2MnCl
2
+ 8H
2
O (10)
Số phản ứng oxi hoá- khử nội phân tử và số phản ứng tự oxi hoá, tự khử lần lượt là:
A. 4 ; 5 B. 4; 3 C. 3; 5 D. 5; 2
6. Đối với phản ứng: CrCl
3
+ NaOCl + NaOH→ Na
2
CrO
4
+ NaCl + H
2
O + Cl
2
, hệ số cân
bằng (là các số nguyên tố tối giản) của chất oxi hóa, chất khử và chất đóng vai trò môi trường

lần lượt là:
A. 2, 3 và 10 B. 3, 2 và 10 C. 2, 3 và 5 D. 4, 6 và 5
7. Cho phản ứng: Mg + HNO
3
→ Mg(NO
3
)
2
+ NO + NO
2
+ H
2
O. Nếu tỉ lệ số mol giữa NO
và NO
2
là 2 : 1, thì tổng hệ số cân bằng của HNO
3
trong phương trình hoá học là:
A. 12 B. 50 C. 18 D. 20
8. Cho phản ứng sau: As
2
S
3
+ HNO
3
đ
→
0
t
H

3
AsO
4
+ H
2
SO
4
+ NO
2
+ H
2
O .
với hệ số các chất trong phương trình là các số nguyên đơn giản và không thể giản ước. Tổng
đại số các hệ số của chúng là:
A. 75 B. 70 C. 68 D. 72
9. Cho phản ứng sau: Fe
x
O
y
+ HNO
3
→ Fe(NO
3
)
3
+ NO
2
+ H
2
O . Hãy cho biết tổng đại

số các hệ số chất trong phương trình phản ứng (các hệ số chất đều là các số nguyên tối giản).
A. 13x - 5y + 1 B. 12x - 4y + 1 C. 14x - 5y + 2 D. 13x - 4y + 3
10. Tổng hệ số cân bằng (là các số nguyên tối giản) của các chất trong phản ứng:
K
2
Cr
2
O
7
+ C
6
H
12
O
6
+ H
2
SO
4
→ Cr
2
(SO
4
)
3
+CO
2
+K
2
SO

4
+H
2
O là:
A. 3 B. 38 C.17 D. 57
11. Hãy cho biết chất (hoặc ion) còn thiếu trong phản ứng:
SO
3
2-
+ …. + …. → SO
4
2-
+ MnO
2
↓ + OH
-
A. KMnO
4
, H
2
SO
4
B. MnO
4
-
, H
2
O C. MnO
4
-

, H
+
D. KMnO
4
, H
2
O
12. Trong phản ứng: 3FeS
2
+ 18HNO
3
→ Fe
2
(SO
4
)
3
+ Fe(NO
3
)
3
+ 3H
2
SO
4
+ 15NO + 6H
2
O
số mol electron mà FeS
2

đã nhường khi có 33,6 lít khí NO thoát ra ở đktc là:
A. 1,5 mol B. 0,15 mol C. 0,45 mol D. 4,5 mol
13. Cho Al vào dung dịch HNO
3
loãng, dư thu được dung dịch chứa một muối và hỗn hợp hai
khí NO và N
2
O có tỉ lệ số mol tương ứng là 1 : 1. Nếu có 1 mol hỗn hợp 2 khí trên thoát ra thì
số mol electron mà Al đã nhường là:
A. 3,5 mol B. 0,35 mol C. 5,5 mol D. 2 mol.
14. Cho khí CO qua ống sứ chứa m gam Fe
2
O
3
nung nóng, sau một thời gian thu được
13,92gam hỗn hợp X gồm Fe, FeO, Fe
3
O
4
, Fe
2
O
3
. Hoà tan hết X bằng dung dịch HNO
3
đặc
nóng dư thu được 5,824 lít NO
2
duy nhất (đktc). Tính m?
A.18,08 g B. 9,76 g C.11,86 g D.16,0 g

14
15. Hoà tan hoàn toàn 12 gam hỗn hợp Fe, Cu (tỉ lệ mol 1:1) bằng axit HNO
3
, thu được V lít
(ở đktc) hỗn hợp khí X (gồm NO và NO
2
) và dung dịch Y (chỉ chứa 2 muối và axit dư). Tỉ
khối của X đối với H
2
bằng 19. Giá trị của V là:
A. 2,24 B. 4,48. C. 5,60. D. 3,36
16. Cho 16,2 gam kim loại M (hoá trị không đổi) tác dụng với 0,15 mol oxi. Chất rắn thu
được sau phản ứng cho hoà tan hoàn toàn vào dung dịch HCl dư (các phản ứng xảy ra hoàn
toàn), thu được 13,44 lít H
2
(đktc). Kim loại M là:
A. Ca B. Zn C. Al D. Mg
17. Cho 3,024 gam một kim loại M tan hết trong dung dịch HNO
3

loãng, thu được 940,8 ml
khí
N
x
O
y
(sản phẩm khử duy nhất, ở đktc) có tỉ khối đối với H
2
bằng 22. Khí N
x

O
y
và kim
loại M là:
A. NO và Mg B. NO
2
và Al C. N
2
O và Al D. N
2
O và Fe
18. Hoà tan hoàn toàn m gam Fe
3
O
4
vào dung dịch HNO
3
loãng dư, tất cả lượng khí NO thu
được đem oxi hoá thành NO
2
rồi sục vào nước cùng dòng khí O
2
để chuyển hết thành HNO
3
.
Cho biết thể tích khí oxi (đktc) đã tham gia quá trình trên là 3,36 lít. Khối lượng m của Fe
3
O
4
là:

A. 139,2 gam B. 13,92 gam C. 1,392 gam D. 1392 gam
19. Cho biêt:
V34,0E
0
Cu/Cu
2
=
+
;
V74,0E
0
Cr/Cr
3
−=
+
và phản ứng hóa học xảy ra trong một pin
điện hóa là 2Cr + 3Cu
2+
→ 2Cr
3+
+ 3Cu. Sức điện động chuẩn (E
0
) của pin này là:
A. 0,40 V B. 1,08 V C. 1,25 V D. 2,5 V
20. Trong quá trình pin điện hoá Zn-Ag hoạt động, ta nhận thấy:
A. nồng độ của ion Zn
2+
trong dung dịch tăng. B. khối lượng điện cực Zn tăng.
C. nồng độ ion Ag
+

trong dung dịch tăng. D. khối lượng điện cực Ag giảm.
21. Nhúng thanh Zn (dư) vào 100,0 ml dung dịch ZnSO
4
1M. Nhúng thanh Cu vào 200,0
ml dung dịch CuSO
4
1M. Nối 2 thanh với nhau bằng dây dẫn và 2 dung dịch bằng cầu
muối. Kết luận nào sau đây đúng sau khi pin ngừng hoạt động.
A. Khối lượng thanh Zn giảm 12,8 gam.
B. Khối lượng dung dịch ZnSO
4
tăng 12,8 gam.
C. Khối lượng thanh Cu tăng 12,8 gam.
D. Khối lượng dung dịch CuSO
4
giảm 12,8 gam.
22. Cho biết Mg
2+
/Mg = −2,37V; Zn
2+
/Zn = −0,76V; Pb
2+
/Pb = −0,13V; Cu
2+
/Cu = +0,34V.
Pin điện hóa có suất điện động chuẩn bằng 1,61V được cấu tạo bởi hai cặp oxi hóa-khử.
A. Mg
2+
/Mg và Zn
2+

/Zn B. Zn
2+
/Zn và Pb
2+
/Pb
C. Pb
2+
/Pb và Cu
2+
/Cu D. Zn
2+
/Zn và Cu
2+
/Cu
23. Cho biết: E
0
của pin Zn-Cu là 1,10V ; E
0
của pin Zn-Pb là 0,62 V; Vậy E
0
của pin điện
hóa Pb-Cu là :
A. + 1,72V B. + 0,20V C. + 0,48V D. + 0,86V
15
24. Cho biết:
771,0E
0
Fe/Fe
23
=

++
V;
V51,1E
0
Mn/MnO
2
4
=
+−
. Ở 25
0
C hằng số cân bằng, K, của phản
ứng: 5Fe
2+
+
−
4
MnO
+ 8H
+

→
5Fe
3+
+ Mn
2+
+ 4H
2
O là:
A. 4,24.10

62
B. 3,35.10
12
C. 1,80.10
-40
D. 2,18.10
65
25. Cho biết: sức điện động chuẩn của pin Ni-Pb là 0,13V ; sức điện động chuẩn của pin
Cd-Ni là 0,14V; Thế điện cực chuẩn của cặp Pb
2+
/Pb là -0,13V. Vậy thế điện cực chuẩn
của cặp Ni
2+
/Ni và Cd
2+
/Cd tương ứng là :
A. + 0,00V và + 0,14V B. - 0,00V và - 0,14V
C. - 0,26V và - 0,40V D. + 0,26V và - 0,40V
26. Cho một pin điện hóa chuẩn được hình thành từ điện cực M và điện cực chuẩn hiđro như.
Dùng vôn kế đo sức điện động của pin thấy vôn kế chỉ giá trị 0,76 V. Thế khử chuẩn của cặp
M
2+
/M và phản ứng xảy ra tại điện cực M khi pin hoạt động là:
A. 0,76 V và M
→
M
2+
+ 2e B. 1,52 V và M
→
M

2+
+ 2e
C. – 0,76 V và M
2+
+ 2e
→
M D. – 1,52 V và M
2+
+ 2e
→
M
27. Cho: MnO
4
-
+ 5e + 8H
+
→ Mn
2+
+ 4H
2
O
0
1
E
= 1,51 V
MnO
2
+ 2e + 4H
+
→ Mn

2+
+ 2H
2
O
0
2
E
= 1,23 V
Thế khử chuẩn của nửa phản ứng: MnO
4
-
+ 3e + 4H
+
→ MnO
2
+ 2H
2
O là
A. 0,28 V B. 1,697 V C. 2,74 D. – 1,697 V
28. Cho các thế điện cực chuẩn ở 25
0
C của một số cặp oxi hóa – khử:
771,0E
0
Fe/Fe
23
=
++
V;
44,0E

0
Fe/Fe
2
−=
+
V ;
34,0E
0
Cu/Cu
2
=
+
V. Những phản ứng nào dưới đây có thể tự xảy ra:
(1) Fe + Cu
2+

→
Fe
2+
+ Cu (2) Cu + 2Fe
3+

→
Cu
2+
+ 2Fe
2+
(3) Fe + 2Fe
3+


→
3Fe
2+
(4) Cu + Fe
2+

→
Cu
2+
+ Fe
A. chỉ (2), (3) và (4) B. chỉ (1), (2) và (3)
C. cả (1), (2), (3) và (4) D. chỉ (2) và (3)
29. Cho biết E
0
pin
(X-Y) = 0,2V; E
0
pin
(M-Y) = 0,6V; E
0
pin
(M-Z) = 0,3V. Sự sắp xếp nào đúng
với chiều tăng dần tính khử của các kim loại X, Y, Z, M
A. X < Y < M < Z B. Y < X < Z < M C. X < Y < Z < M D. M < Z < Y < X
30. Cho giá trị thế điện cực chuẩn (E
0
) của một số cặp oxi hóa - khử: M
2+
/M = -2,37V; X
2+

/X
= -0,76V; Y
2+
/Y = -0,13V; Z
2+
/Z = +0,34V. Phản ứng nào sau đây có khả năng tự xảy ra?
A. X + M
2+

→
X
2+
+ M B. Z + Y
2+

→
Z
2+
+ Y
C. X + Z
2+

→
X
2+
+ Z D. Z + M
2+

→
Z

2+
+ M
31. Dãy chất nào sau đây đều có thể phản ứng với dung dịch Fe(NO
3
)
3
?
A. Mg, Fe, Cu B. Al, Fe, Ag C. Ni, Zn, Fe D. Cả A và C đều đúng
32. Cho hỗn hợp bột gồm Ni và Ag vào dung dịch Pb(NO
3
)
2
dư. Dung dịch thu được sau khi
phản ứng kết thúc gồm có:
16
A. Ni(NO
3
)
2
, AgNO
3
B. Ni(NO
3
)
2
C. Pb(NO
3
)
2
, Ag D. Ni(NO

3
)
2
, Pb(NO
3
)
2
33. Cho hỗn hợp Fe và Cu vào dung dịch AgNO
3
. Sau khi kết thúc phản ứng thu được chất
rắn A gồm 2 kim loại và dung dịch B chứa hai muối. Các chất trong A và B là:
A. Ag, Cu và Fe(NO
3
)
2
, Cu(NO
3
)
2
B. Ag, Cu và Fe(NO
3
)
3
, Cu(NO
3
)
2
C. Ag, Fe và Fe(NO
3
)

2
, Cu(NO
3
)
2
D. Ag, Cu và Fe(NO
3
)
3
, AgNO
3
34. Cho Fe và Zn vào dung dịch AgNO
3
dư. Sau khi các phản ứng kết thúc thu được dung
dịch D chứa các muối là:
A. Fe(NO
3
)
3
, Fe(NO
3
)
2
, Cu(NO
3
)
2
, AgNO
3
B. Fe(NO

3
)
2
, Cu(NO
3
)
2
, AgNO
3
C. Fe(NO
3
)
3
, Cu(NO
3
)
2
, AgNO
3
D. Fe(NO
3
)
3
, Cu(NO
3
)
2
35. Cho hỗn hợp bột gồm 2,7 gam Al và 5,6 gam Fe vào 550 ml dung dịch AgNO
3
1M. Sau

khi các phản ứng xảy ra hoàn toàn, thu được m gam chất rắn. Giá trị của m là:
A. 59,4 B. 64,8 C. 32,4 D. 54,0
36. Điện phân NaCl nóng chảy bằng điện cực trơ, ở catot thu được sản phẩm nào sau đây ?
A. Cl
2
B. Na C. NaOH D. H
2
37. Khi điện phân dung dịch NaCl (cực âm bằng Fe, cực dương bằng graphit, có màng ngăn
xốp) thì:
A. ở cực âm xảy ra quá trình khử H
2
O và ở cực dương xảy ra quá trình oxi hoá ion Cl
-
.
B. ở cực âm xảy ra quá trình oxi hoá H
2
O và ở cực dương xảy ra quá trình khử ion Cl
-
.
C. ở cực âm xảy ra quá trình khử ion Na
+
và ở cực dương xảy ra quá trình oxi hoá ion Cl
-
.
D. ở cực dương xảy ra quá trình oxi hoá ion Na
+
và ở cực âm xảy ra quá trình khử ion Cl
-
.
38. Cho các cation Cu

2+
, H
+
, Fe
3+
, Fe
2+
, Ag
+
. Thứ tự điện phân các ion này trên catot lần lượt là:
A. Cu
2+
, H
+
, Fe
3+
, Fe
2+
, Ag
+
B. Ag
+
, Fe
3+
Cu
2+
, H
+
, Fe
2+

C. Ag
+
, Cu
2+
, H
+
, Fe
3+
, Fe
2+
D. Ag
+
, Cu
2+
, Fe
3+
, Fe
2+
, H
+
39. Cho các anion I
─
, Br
─
, Cl
─
, OH
─
v à H
2

O. Thứ tự nhường electron trên anot khi điện phân là:
A. I
─
, Br
─
, Cl
─
, OH
─
, H
2
O B. H
2
O, I
─
, Br
─
, Cl
─
, OH
─
.
C. H
2
O, Br
─
, Cl
─
, I
─

, OH
─
. D. H
2
O, Cl
─
, I
─
, Br
─
, OH
─

40. Trong quá trình điện phân dung dịch CuSO
4
với anot bằng Cu nhận thấy:
A.Nồng độ ion Cu
2+
trong dung dịch tăng dần B.Nồng độ Cu
2+
trong dung dịch tăng dần
C. Nồng độ Cu
2+
không thay đổi D. Chỉ có nồng độ SO
4
2-
là thay đổi
41. Cho các ion sau Ca
2+
, K

+
, Cu
2+
, Al
3+,
Zn
2+
, NO
3
-
, Br
─
, SO
4
2-
. Khi điện phân dung dịch nước,
những ion không bị điện phân là:
A. Ca
2+
, K
+
, Cu
2+
, Al
3+
B. K
+
, Cu
2+
, Al

3+,
Zn
2+
, NO
3
-
C. Al
3+,
Zn
2+
, NO
3
-
, Br
─
, SO
4
2-
D. Ca
2+
, K
+
, Al
3+
, SO
4
2-
, NO
3
-

42. Điện phân hoàn toàn dung dịch hỗn hợp gồm a mol Cu(NO
3
)
2
và b mol NaCl, với điện cực
trơ, màng ngăn xốp, sau khi điện phân hết ion Cu
2+
, để anot chỉ thu được một khí duy nhất thì
điều kiện của a và b là:
17
A.b = 2a B.b > 2a C.b < 2a D.b < 2a hoặc b >2a
43. Điện phân (với điện cực trơ) 200 ml dung dịch chứa Fe
2
(SO
4
)
3
0,2M, CuSO
4
0,5M và
H
2
SO
4
0,5M bằng điện cực trơ cho tới khi khối lượng catot tăng 3,2 gam. Tính thể tích khí
(đo ở đktc) đã thoát ra tại anot?
A. 1,008 lít B. 0,784 lít C. 2,016 lít D. 1,344 lít
44. Điện phân có màng ngăn 500 ml dd chứa hỗn hợp gồm CuCl
2
0,1M và NaCl 0,5M (điện

cực trơ, hiệu suất điện phân 100%) với cường độ dòng điện 5A trong 3860 giây. Dung dịch
thu được sau điện phân có khả năng hoà tan m gam Al. Giá trị lớn nhất của m là
A. 4,05 gam B. 5,40 gam C. 2,70 gam D. 1,35 gam
45. Điện phân (với điện cực trơ, hiệu suất là 100%) 400 ml dung dịch chứa CuSO
4
0,2M với
cường độ dòng điện là 5A. Tính thời gian điện phân để thu được dung dịch có pH = 1,0? Bỏ
qua sự thay đổi thể tích dung dịch?
A. 579 giây B. 772 giây C. 386 giây D. 965 giây
46. Điện phân (với điện cực trơ) dung dịch X chứa 0,10 mol CuSO
4
và 0,12 mol NaCl bằng
dòng điện có cường độ là 5,2A. Sau một thời gian, thể tích khí thoát ra ở hai điện cực bằng
nhau. Tính thời gian điện phân?
A. 9650 giây B. 7720 giây C. 4825 giây D. 5790 giây
47. Điện phân (với điện cực trơ) dd chứa 0,1 mol Cu(NO
3
)
2
và 0,15 mol AgNO
3
, sau một thời
gian điện phân thấy khối lượng dd điện phân giảm 19,4 gam. Cho 20,0 gam bột sắt vào dung
dịch sau điện phân thấy thoát ra khí NO và có m gam kết tủa. Vậy giá trị của m tương ứng là:
A. 18,4 gam B. 17,4 gam C. 16,4 gam D. 15,4 gam
48. Điện phân nóng chảy Al
2
O
3
với anot than chì (hiệu suất điện phân 100%) thu được m kg

Al ở catot và 67,2 m
3
(ở đktc) hỗn hợp khí X có tỉ khối so với hiđro bằng 16. Lấy 2,24 lít (ở
đktc) hỗn hợp khí X sục vào dung dịch nước vôi trong (dư) thu được 2 gam kết tủa. Giá trị
của m là :
A. 108,0. B. 75,6. C. 54,0. D. 67,5.
49. Sản phẩm nào được tạo ra trước tiên khi điện phân dung dịch chứa NiCl
2
và SnBr
2
có
cùng nồng độ với các điện cực graphit ở 25
0
C. Biết
V236,0E
0
Ni/Ni
2
−=
+
;
V141,0E
0
Sn/Sn
2
−=
+
;
V077,1E
0

Br2/Br
2
=
−
;
V360,1E
0
Cl2/Cl
2
=
−
?
A. Ni ở catot, Cl
2
ở anot B. Ni ở catot, Br
2
ở anot
C. Sn ở catot, Br
2
ở anot D. Sn ở catot, Cl
2
ở anot
50. Thế phân hủy khi điện phân dung dịch HCl với các điện cực Pt nhẵn là 1,75V. Biết
V360,1E
0
Cl2/Cl
2
=
−
;

V00,0E
0
H/H2
2
=
+
. Quá thế trong sự điện phân này là:
A. 0,39 V B. 1,75 V C. -0,39 V D. 3,11 V
ĐÁP ÁN BÀI TẬP TRẮC NGHIỆM
1. A 2. B 3. B 4. D 5. A 6. B
7.B 8.B 9.A 10. D 11. B 12. D
18
13. C 14. D 15. C 16. C 17. C 18. A
19. B 20. A 21. C 22. A 23. C 24. A
25. C 26. A 27. B 28. B 29. B 30. C
31. D 32. D 33. B 34. C 35. A 36. B
37. A 38.B 39. A 40.C 41.D 42.B
43. A 44. C 45. B 46. A 47.C 48. B
49. B 50.A
19