Giao trinh bai tap chương 4 thuyết tương đối của einstein

Các yếu tố ảnh hưởng đến tính oxy hóa – khử của các chất - Đặc điểm cấu tạo của nguyên tử và trạng thái oxy hóa của nguyên tử - Độ bền liên kết của nguyên tử trong hợp chất - Môi trường

CHƯƠNG IV: PHẢN ỨNG OXY HÓA – KHỬ

Dàn bài: I Một số khái niệm

– Định nghĩa

– Các loại phản ứng oxy hóa – khử

– Các phương pháp cân bằng phản ứng oxy hóa – khử

II Các yếu tố ảnh hưởng đến tính oxy hóa – khử của các chất

- Đặc điểm cấu tạo của nguyên tử và trạng thái oxy hóa của nguyên tử

- Độ bền liên kết của nguyên tử trong hợp chất

- Môi trường tiến hành phản ứng

III Thước đo khả năng phản ứng của các chất:

Nhiệt tạo thành tiêu chuẩn và biến thiên thế đẳng áp tạo thành tiêu chuẩn của chất Thước đo khả năng tự xảy ra của phản ứng: Nhiệt phản ứng và biến thiên thế đẳng áp phản ứng

Phản ứng trong dung dịch nước: Thế khử và sức điện động Dãy Latimer Sự ổn định của các chất oxy hóa và chất khử trong dung dịch nước

Yêu cầu: Xác định được chất ở trạng thái oxy hóa khử mạnh và yếu Xác định điều kiện môi trường ảnh hưởng thế nào đến tính chất oxy hóa – khử của chất

I Một số khái niệm (hướng dẫn tự đọc)

1) Định nghĩa: Phản ứng oxy hóa - khử là phản ứng trong đó có sự chuyển vận electron từ chất oxy hóa sang chất khử dẫn đến làm thay đổi số oxy hóa của các nguyên tố đóng vai trò chất oxy hóa và chất khử

2) Trong một phản ứng oxy hóa- khử luôn có hai quá trình:

Quá trình nhận electron – quá trình khử

Ox1 + e → Kh1 ( S +2e → S2-)

Chất nhận electron là chất oxy hóa

Quá trình nhường electron –Quá trình oxy hóa

Kh2 – e → Ox2 ( Fe –2e → Fe2+)

Chất nhường electron là chất khử

Kết hợp hai quá trình được phản ứng oxy hóa - khử:

Ox1 + Kh2 = Ox2 + Kh1 ( S + Fe → FeS )

S/S2- , Fe2+/Fe là các cặp oxy hóa - khử liên hợp

3) các loại phản ứng oxy hóa - khử

a) Phản ứng giữa các chất oxy hóa - khử khác nhau

b) Phản ứng oxy hóa - khử nội phân tử

AgNO3 t°

Ag + NO + O2 Phản ứng oxy hóa - khử nội phân tử thường là phản ứng phân hủy nhiệt c) Phản ứng tự oxy hóa – khử

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4) Cân bằng phương trình phản ứng oxy hóa – khử

Điều kiện thiết yếu để cân bằng: trong quá trình oxy hóa – khử tổng số electron mà chất khử nhường phải bằng tổng số electron mà chất oxy hóa nhận

a) Phương pháp cân bằng electron

Al + CuSO4 → Cu + Al2(SO4)3

- Al –3e = Al3+ x 2 = 6e

- Cu2+ + 2e = Cu x 3 = 6e

2Al + 3CuSO4 = 3Cu + Al2(SO4)3

b) Phương pháp cân bằng ion – electron

Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4

MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O x 2 = 10e

SO32- + 2H+ - 2e → SO42- + H2O x 5 = 10e

2MnO4- + 16H+ + 10e → 2Mn2+ + 8H2O

5SO32- + 10H+ - 10e → 5SO42- + 5H2O

5Na2SO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Na2SO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

Các bán phản ứng lấy trong phần thế khử trong các sổ tay hóa học

II Các yếu tố ảnh hưởng đến tính oxy hóa – khử của các chất

Khả năng oxy hóa – khử của chất phụ thuộc các yếu tố sau:

- Đặc điểm cấu tạo lớp vỏ electron và trạng thái oxy hóa của nguyên tử

- Độ bền vững của chất

- Môi trường tiến hành phản ứng

1) Đặc điểm cấu tạo lớp vỏ electron và trạng thái oxy hóa của nguyên tử

Đặc điểm cấu tạo lớp vỏ electron của nguyên tử thể hiện qua cấu tạo bảng hệ

thống tuần hoàn Các nguyên tố s là các kim loại mạnh (trừ berili), các halogen, oxy và nitơ là các phi kim loại mạnh

Có thể xét tính kim loại, phi kim loại và á kim qua độ âm điện (Bảng tuần hòan độ âm điện xem trong file: HVC – do am dien.pdf)

Đối với các nguyên tố s và p tính kim loại giảm nhanh trong chu kì từ trái qua phải và tăng dần trong phân nhóm chính từ trên xuống dưới, trừ phân nhóm IIIA Phân nhóm IIIA có tính kim loại giảm do chịu ảnh hưởng của hiệu ứng co d và co f(*)

CK2 Li 0,98 Be 1,57 B 2,04 C 2,55 N 3.04 O 3,44 F 3,98 CK3 Na 0,93 Mg 1,31 Al 1,61 Si 1,9 P 2,19 S 2,58 Cl 3,16 CK4 K 0,82 Ca 1,0 Ga 1,81 Ge 2,01 As 2,18 Se 2,55 Br 2,96 CK5 Rb 0,82 Sr 0,95 In 1,78 Sn 1,96 Sb 2,05 Te 2,1 I 2,66 CK6 Cs 0,79 Ba 0,89 Tl 2.04 Pb 2,33 Bi 2,02 Po 2,0 At 2,2 CK7 Fr 0,70 Ra 0,89

Đối với các nguyên tố chuyển tiếp, trong một chu kì tính kim loại thay đổi khá đều đặn và chậm theo xu hướng giảm dần từ trái qua phải, trừ nguyên tố các phân nhóm VIIB và IIB tính kim loại tăng so với nguyên tố của phân nhóm đứng trước Nguyên nhân là do nguyên tố phân nhóm d8ứng trước đã có cấu hình bán bão hòa (VIB) hay bão hòa (IB) phân lớp (n-1)d

Trong một phân nhóm phụ do hiệu ứng co d, co f(*) tính kim loại giảm dần từ trên xuống dưới, riêng phân nhóm IIIB tính kim loại tăng dần do các nguyên tố của phân nhóm này không chịu ảnh hưởng của hiệu ứng co d và co f

CK4 Sc

1,36 Ti 1,54 V 1,63 Cr 1,66 Mn 1,55 Fe 1,83 Co 1,88 Ni 1,91 Cu 1,9 Zn 1,65 CK5 Y

1,22

Zr 1,33

Nb 1,6

Mo 2,16

Re 1,9

Ru 2,2

Rh 2,28

Pa 2,2

Ag 1,93

Cd 1,69 CK6 La

1,1

Hf 1,3

Ta 1,5

W 2,36

Tc 1,9

Os 2,2

Ir 2,2

Pt 2,28

Au 2,54

Hg 2,0 CK7 Ac

1,1

Do cấu tạo lớp vỏ nguyên tử có quy luật, số oxy hóa bền của các nguyên tố cũng có quy luật

Có thể xem xét các mức oxy hóa bền và tương đối bền của các nguyên tố dựa trên các tiêu chuẩn sau:

a) Dựa vào quy luật biến đổi tính kim loại và tính phi kim loại của các nguyên tố: Các kim loại mạnh và các phi kim loại mạnh có mức oxy hóa không kém bền Mức oxy hóa không càng bền khi kim loại có tính kim loại càng yếu, phi kim loại có tính phi kim loại càng yếu Các nguyên tố á kim đều có mức oxy hóa không bền

b) Trạng thái bền của nguyên tố trong hợp chất là không còn electron độc thân trên trên các phân lớp ns và np

Ví dụ: Phân lớp IIA chỉ có một số oxy hóa +2, số oxy hóa +1 hầu như không tồn tại trong các hợp chất điều chế bằng trong các điều kiện thông thường

c) Dựa vào quy luật tính bền vững của các cấu hình phân lớp bão hòa hay bán bão hòa: ns2 , ns2np3, ns2np6, (n-1)d5 , (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10, (n-2)f7 và (n-2)f14

Ví dụ 1: Clo có nhiều hợp chất trong các số oxy hóa sau: -1, +5, +7

Số oxy hóa -1: Clo nhận 1e đạt cấu hình khí hiếm

Số oxy hóa +7: Clo nhường 7e để có cấu hình khí hiếm

Số oxy hóa +5: Clo nhường toàn bộ 5e trên phân lớp 3p để có cấu hình 3s2

Ngoài ra, clo còn có một số hợp chất có số oxy hóa +1 trong axit hypoclorơ và các

trong dung dịch) Trong ion ClO-, do độ âm điện của Cl (316) và Oxy (3,44) xấp xỉ nhau, có thể coi là cặp eelctron chung của Clo và Oxy cũng phân bố rất gần hạt nhân của Clo, như vậy trường hợp này cũng đạt được cấu hình khí hiếm đối với nguyên tử Clo

Ví dụ 2: Đối với các nguyên tố p chu kỳ 4 và đặc biệt là các nguyên tố p chu kỳ 6, cặp electron trên ns có độ bền lớn do nguyên nhân từ hiệu ứng co d co f và hiệu ứng đâm xuyên mạnh(**) của các electron s Do đó mức oxy hóa cao nhất của các nguyên tố này kém bền rõ rệt so với các nguyên tố của chu kỳ khác

Ví dụ BrO4- là chất oxy hóa rất mạnh so với ClO4-, BiO3- là chất oxy hóa mạnh hơn hẳn SbO3-…

Ví dụ 3: Các nguyên tố phân nhóm IB có số oxy hóa +1 khá bền

d) Trong một chu kỳ từ trái qua phải, mức oxy hóa cao kém bền dần

Ví dụ 1: H4SiO4 bền vững, rất khó bị khử về Si

H3PO4 nguyên chất là chất oxy hóa rất yếu

H2SO4 nguyên chất là chất oxy hóa mạnh

HClO4 nguyên chất là chất oxy hóa rất mạnh, nổ khi bị chiếu sáng

Ví dụ 2: Trong môi trường axit:

TiO2 chất oxy hóa rất yếu

V2O5 chất oxy hóa trung bình CrO3 Chất oxy hóa mạnh

Mn2O7 Chất oxy hóa rất mạnh

e) Trong một phân nhóm chính của nguyên tố p từ trên xuống dưới mức oxy hóa cao nhất bền dần Tuy nhiên mức oxy hóa cao nhất của các nguyên tố p của chu kỳ IV đặc biệt kém bền so với các nguyên tố của chu kỳ III và của chu kỳ VI đặc biệt kém bền so với các nguyên tố chu kỳ V vì hiệu ứng co d và co f (xem giải thích của mục c)

f) Trong một phân nhóm phụ từ trên xuống dưới mức oxy hóa cao bền dần

Ví dụ: trong môi trường axit:

H2CrO4 có tính oxy hóa mạnh H2MoO4 có tính oxy hóa yếu H2WO4 có tính oxy hóa trung bình yếu g) Đối với các nguyên tố d sớm (chưa có sự cặp đôi electron trong phân lớp (n-1)d) tất cà các electron đều có thể tham gia tạo liên kết Còn các nguyên tố d muộn, chỉ có một số electron (n-1)d tham gia tạo liên kết Trong hợp chất, nguyên tử của nguyên tố d có thể chứa electron (n-1)d độc thân

Ví dụ1: Số oxy hóa cao nhất hiện biết đến của các nguyên tố d chu kỳ 4:

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn +3 +4 +5 +6 +7 +6 +5 +5 +5 +2

Ví dụ 2: Cấu hình electron của ion Cr3+ trong Cr2O3 là (n-1)d3

Nguyên tử ở mức oxy hóa kém bền có xu hướng chuyển về mức oxy hóa bền Nếu mức oxy hóa bền cao hơn mức oxy hóa kém bền thì chất có tính khử đặc trưng Nếu mức oxy hóa bền thấp hơn mức oxy hóa kém bền thì chất có tính oxy hóa đặc trưng Nếu mức oxy hóa kém bền của nguyên tử nằm giữa hai mức oxy hóa bền hơn thì chất có cả tính oxy hóa và tính khử là đặc trưng

Ví dụ : H2S có tính khử đặc trưng vì mức oxy hóa 0 của S khá bền hơn mức oxy hóa –2

HClO là chất oxy hóa đặc trưng vì mức oxy hóa bền của Cl là –1

2) Độ bền vững của chất

Năng lượng liên kết trong phân tử càng cao thì khả năng hoạt động hóa học càng thấp

Ví dụ : Oxy có độ âm điện 3,44 còn Clo có độ âm điện 3,16 nhưng ở điều kiện thường, khí Clo là một chất oxy hóa rất mãnh liệt còn oxy là chất oxy hóa êm dịu Nguyên nhân là do O2 có năng lượng liên kết (493 kJ/mol) lớn hơn hẳn năng lượng liên kết trong phân tử Cl2 (239 kJ/mol)

Ion nằm trong hợp chất ở trạng thái rắn hoạt động hóa học kém hẳn khi nằm trong trạng thái tự do:

Ví dụ: Thế khử của ion Pb4+.aq lớn hơn hẳn PbO2

PbO2(r) + 2H+ + 2e- = Pb2+ + 2H2O ϕo = 1,449V

Pb4+ + 2e- = Pb2+ ϕo = 1,694V

Tóm lại,hợp chất càng bền vững thì khả năng hoạt động hóa học càng kém

3) Môi trường tiến hành phản ứng

Môi trường ảnh hưởng rất lớn đến khả năng oxy hóa khử của chất

a) Đối với rất nhiều phản ứng, môi trường axit làm tăng mạnh tính oxy hóa của chất

oxy hóa và môi trường bazơ làm tăng mạnh tính khử của chất khử Trong trường hợp này, khái niệm axit – bazơ hiểu theo nghĩa tổng quát nhất

+ Ảnh hưởng của Axit – bazơ Bronsred – Lawry đến tính oxy hóa khử:

Ví dụ 1: Thế khử của ion SO42- tăng nhanh khi chuyển từ môi trường bazơ sang môi trường axit:

pH = 0 : SO42- + 2H+ + 2e- = H2SO3 + H2O ϕo = 0,17V

pH = 14: SO42- + H2O + 2e- = SO32- + H2O ϕo = -0,93V

Ví dụ này cũng cho thấy tính khử của ion SO32- tăng nhanh khi chuyển từ môi trường axit sang môi trường kiềm

+ Aûnh hưởng của axit – bazơ Lewis:

Ví dụ: Ion Ag+.aq là một chất oxy hóa trung bình yếu trong dung dịch nước:

Ag+ + e- = Ag ϕo = 0,799V

Tuy nhiên khi có mặt bazơ Lewis CN- thì nó lại thể hiện tính khử yếu:

+ Aûnh hưởng của axit – bazơ Usanovich

Khi hoàn nguyên photpho tử quặng phophorit, trong thành phần phối liệu có cát Cát đóng vai trò axit Usanovic làm tăng tính oxy hóa của P(V):

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 = 6CaSiO3 + 10CO + P4

Trong phản ứng này SiO2 tác dụng với photphorit tạo canxi silicat, giải phóng photpho oxyt

b) Trong môi trường có mặt ion tạo hợp chất ion ít tan cũng làm thay đổi tính oxy hóa – khử của chất:

Ví dụ: Tính oxy hóa của ion Cu2+ tăng lên rõ rệt khi có mặt ion Cl- do CuCl là chất ít tan (TCuCl = 1,2.10-6)

Cu2+ + e- = Cu+ ϕo = 0,153V

Cu2+ + Cl- + e- = CuCl(r) ϕo = 0,538V

III Tiêu chuẩn đánh giá khả năng phản ứng của các chất:

1) Sử dụng các hàm nhiệt động hóa học

Căn cứ vào đại lượng biến thiên thế đẳng áp tiêu chuẩn của phản ứng, chúng ta có thể đánh giá về khả năng xảy ra phản ứng về phương diện nhiệt động Đối với phản ứng ở nhiệt độ phòng, có thể căn cứ vào giá trị nhiệt phản ứng, còn phản ứng ở nhiệt độ cao căn cứ vào đại lượng biến thiên entropy phản ứng Cách xem xét tương tự như đối với phản ứng không thay đổi số oxy hóa

Cần nhấn mạnh rằng đa số phản ứng dị pha của vô cơ đều có cơ chế phức tạp, do đó luôn cần khảo sát động học khi ứng dụng các phản ứng này

2) Đối với phản ứng trong dung dịch nước sử dụng thế khử tiêu chuẩn ở 25 o C

a) Thế khử và phương trình Nerst

Thế khử cho biết độ mạnh của chất oxy hóa và chất khử liên hợp với nó Thế khử càng lớn, chất oxy hóa càng mạnh và chất khử liên hợp càng yếu và ngược lại

Ví dụ: Thế oxy hóa khử của cặp Au3+/Au trong môi trường axit = +1,68V cho biết

Au3+ là chất oxy hóa rất mạnh , ngược lại Au là chất khử hết sức yếu (Vàng là kim loại rất bền vững)

Thế khử ở điều kiện không chuẩn liên hệ với thế khử chuẩn bằng công thức Nernst:

ϕ = ϕo + (RT/nF)ln[Ox]/[Kh] (4.1)

Trong trường hợp ở 25oC bằng ϕ = ϕo + (0,059/n)lg[Ox]/[Kh] (4.2)

Sử dụng công thức (4.2) tính được thế khử chuẩn ở điều kiện môi trường mới

Ví dụ: Tính thế khử chuẩn của cặp Cu2+/Cu+ khi có mặt KI trong dung dịch Cho biết

ϕoCu2+/Cu+= 0,153V và tích số tan của CuI = 1.10-11,96

Giải: áp dụng công thức (4.2):

ϕ = ϕoCu2+/Cu+ + 0,059lg[Cu2+]/[Cu+] = ϕoCu2+/Cu+ + 0,059lg[Cu2+][I-]/[Cu+][I-] =

= ϕoCu2+/Cu+ + 0,059lg[Cu2+][I-]/TCuI = ϕoCu2+/Cu+ + 0,059lg1/TCuI + 0,059lg[Cu2+][I-]

ở điều kiện tiêu chuẩn, nồng độ Cu2+ và I- đều bằng 1mol/l nên :

ϕoCu 2+ ,I - /CuI = ϕoCu2+/Cu+ + 0,059lg1/TCuI = 0,153 + 0,059lg1.1011,96 = 0,859 V

Sức điện động của phản ứng Ox1 + Kh2 = Ox2 + Kh1 tính theo công thức nernst:

Δϕo = ϕo

Ox 1 /Kh 1 - ϕ o

Ox 2 /Kh 2 (4.3)

và sức điện động ở điều kiện không chuẩn tính bằng công thức (4.4)

Δϕ = Δϕo + (RT/nF)ln([Ox1][Kh2]/[Ox2][Kh1]) (4.4)

Sức điện động liên hệ với biến thiên thế đẳng áp của phản ứng bởi đẳng thức (4.5):

ΔG = -nFΔϕ (4.5) rút ra, các phản ứng có Δϕo âm hay xấp xỉ bằng không có thể tự xảy ra trong dung dịch nước

b) Dãy Latimer và ứng dụng của nó

Đối với một nguyên tố có nhiều số oxy hóa người ta đưa ra các giá trị thế khử tiêu chuẩn dưới dạng sơ đồ gọi là giản đồ Latimer (do nhà bác học Mỹ W.M Latimer đưa ra) Sử dụng dãy này có thể biết được khả năng oxy hóa và khả năng khử của các số oxy hóa, số oxy hóa nào bền và số oxy hóa nào không bền khi có mặt nước và các chất tạo môi trường khác (các axit, bazơ, chất tạo phức …)

Ví dụ: Dãy Latimer của Mn trong môi trường axit và trong môi trường kiềm

a) [H+] = 1iong/lit

+1,51 MnO4- +0,564 MnO42- +2,26 MnO2 +0,95 Mn3+ +1,51 Mn2+ -1,19 Mn +1,70 +1,23

b) [H+] = 1.10-14iong/lit

MnO4- +0,564 MnO42- +0,60 MnO2 -0,15 Mn(OH)3 +0,1 Mn(OH)2 -1,56 Mn

Từ dãy này có thể nhận thấy: ion MnO42- và Mn3+ không thể tồn tại trong môi trường axit vì sức điện động tiêu chuẩn của phản ứng tự oxy hóa tự khử của hai ion này đều dương

3MnO42- + 4H+ = 2MnO4- + MnO2 Δϕ° = 2,26 – 0,564 = 1,696V

Mn3+ + 2H2O = MnO2 + Mn2+ + 4H+ Δϕ° = 1,51 – 0,95 = 0,56V

So sánh hai dãy Latimer ở hai môi trường axit và bazơ, chúng ta có thể rút kết luận là tính oxy hóa của phần lớn chất giảm nhanh khi chuyển từ môi trường axit sang môi trường kiềm Ví dụ MnO4- là chất oxy hóa rất mạnh trong môi trường axit nhưng là chất oxy hóa yếu trong môi trường kiềm Mn3+ là chất oxy hoá rất mạnh trong môi trường axit, hoàn toàn không có tính oxy hóa trong môi trường kiềm

MnO42- là chất oxy hóa hết sức mạnh trong môi trường axit, nhưng là chất oxy hóa yếu trong môi trường kiềm So sánh các thế khử của các cặp MnO4-/MnO42- và MnO4 2-/MnO2 ở hai môi trường axit và kiềm rút ra nhận xét là ion MnO42- sẽ bền vững trong

IV Sự ổn định của các chất oxy hóa và chất khử trong môi trường nước

Nước có thể tham gia phản ứng oxy hóa – khử với vai trò là chất khử của O (-II) và vai trò chất oxy hóa của H(I) Trong điều kiện cụ thể, chất nào có thế khử lớn hơn thế khử của cặp O2/H2O thì có khả năng oxy hóa được nước Trái lại, chất nào có thế khử nhỏ hơn thế khử cặp H2O/H2 thì có khả năng khử được nước

1) Điều kiện ổn định của chất khử trong dung dịch nước

a) Chất khử

Tính oxy hóa của nước trong các điều kiện pH khác nhau được thể hiện qua thế khử : Môi trường axit : 2H+ + 2e  H2 ϕ° = ± 0,000V

Môi trường Bazơ : 2H2O + 2e  H2 + 2OH- ϕ° = -0,83V

Môi trường trung tính: 2H2O + 2e  H2 + 2OH- ϕ° = - 0,41V

Ở điều kiện không tiêu chuẩn, thế khử của cặp 2H+/H2 ở 25oC được tính theo công thức Nernst: ϕ = ϕ° + 0,059/2lg[PH 2]/[H+]2 = -0,0295lg[PH 2] – 0,059pH

Như vậy chất nào có thế khử lớn hơn rõ rệt các giá trị thế khử cho trên ở điều kiện pH xét là chất bền trong dung dịch nước

b) Chất oxy hóa

Tính khử của nước ở các môi trường khác nhau thể hiện qua thế khử:

Môi trường axit: O2(k) + 4H+ + 4e  2H2O ϕ° = 1,23V Môi trường bazơ O2 (k) + 2H2O + 4e  4OH- ϕ° = 0,401V Môi trường trung tính (pH = 7) O2(k) + 4H+ + 4e  2H2O ϕ° = 0,815V

Ở điều kiện không tiêu chuẩn thế khử của cặp O2/H2O ở 25oC được tính theo công thức Nernst: ϕ = ϕ° + 0,059/4lg[H+]Po2/[H2O]2 = 1,23 +0,0147lgPo2 – 0,059pH

Như vậy chấ tnào có thế khử nhỏ hơn thế khử cho trên ở điều kiện pH xét là chất bền trong dung dịch nước

Ví dụ: Xét xem chất nào trong các chất sau có thể bền trong dung dịch nước:

CoCl3, CrSO4, FeCl3 , KMnO4, Na2SO3 Biết rằng chúng đều tan nhiều trong nước Thế khử tiêu chuẩn trong môi trường axit:

Co3+/Co2+ Cr3+/Cr2+ Fe3+/Fe2+ MnO4-/Mn2+ SO42-/H2SO3

Thế khử tiêu chuẩn trong môi trường kiềm

MnO4-/MnO2 SO4-/SO3

Giải: so sánh với các giá trị thế khử tiêu chuẩn của nước chúng ta có trong môi trường axit, Na2SO3 bền vì có ϕ°> 0,000V và FeCl3 bền vì có ϕ° < 1,23V

Trong môi trường kiềm KMnO4 và Na2SO3 đều không bền Các chất còn lại tạo hydroxyt ít tan nên khôg bàn đến ở đây (chúng không còn là muối nữa) Trong trường hợp muốn xét đến độ bền của các muối này khi hòa chúng vào nước, cần tính pH của dung dịch khi cho trước nồng độ của muối (dựa vào độ tan), sau đó lắp vào phương trình Nernst để tính

Chú thích:

(*) Hiệu ứng co d là hiện tượng electron (n-1)d không chắn hết tác dụng điện tích dương của proton lên electron ns, do đó nguyên tử của nguyên tố chịu hiệu ứng co d có bán kính nhỏ hơn bình thường Hiệu ứng co f cũng cùng bàn chất với hiệu ứng co d (**) Hiệu ứng đâm xuyên mạnh của electron s: Khả năng đâm xuyên càng mạnh thì xác suất có mặt của electron ở vùng gần hạt nhân càng lớn Từ hình 4-1 có thể thấy khả năng đâm xuyên của electron 2s của mạnh hơn 2p trong Berili và Bo vì electron 2s còn có một vùng xác suất nhỏ gần hạt nhân Sắp xếp theo khả năng đâm xuyên :

s < p < d < f