Khái niệm oxi hoá – khử, số oxi hoá và chất oxi hoá, chất khử

1. Vai trò của phản ứng oxi hoá – khử trong kỹ thuật môi trường

Trong kỹ thuật xử lý nước và nước thải, phần lớn các quá trình chuyển hoá các dạng chất ô nhiễm đều có bản chất là phản ứng oxi hoá – khử (redox), ví dụ:

• Oxi hoá Fe²⁺ → Fe³⁺ để tạo hydroxit sắt keo tụ và lắng.

• Oxi hoá NH₄⁺ → NO₃⁻ (nitrification) và khử NO₃⁻ → N₂ (denitrification).

• Khử Cr(VI) → Cr(III), Mn(VII) → Mn(II) trong xử lý kim loại nặng.

• Các quá trình khử trùng sử dụng Cl₂, HOCl, O₃, H₂O₂/Fenton.

Do đó, việc nắm vững khái niệm oxi hoá – khử, số oxi hoá và chất oxi hoá/chất khử là cơ sở để hiểu sâu các công nghệ hoá lý, sinh học và khử trùng.

2. Phản ứng oxi hoá – khử

2.1. Định nghĩa theo electron

Trong hoá học hiện đại, phản ứng oxi hoá – khử được định nghĩa trực tiếp theo sự trao đổi electron:

• Oxi hoá: quá trình trong đó một chất hoá học mất electron.

• Khử: quá trình trong đó một chất hoá học nhận electron.

Một phản ứng oxi hoá – khử luôn có ít nhất hai bán phản ứng:

• một bán phản ứng oxi hoá (nhường e⁻),

• một bán phản ứng khử (nhận e⁻).

Ví dụ, đối với hệ Zn/Cu:

\[\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}\]

có thể phân tách thành:

• Bán phản ứng oxi hoá:

  \[\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-\]

• Bán phản ứng khử:

  \[\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}\]

Kẽm (Zn) mất electron nên bị oxi hoá; ion đồng (Cu²⁺) nhận electron nên bị khử.

2.2. Định nghĩa theo số oxi hoá

Trong nhiều trường hợp, không tiện theo dõi trực tiếp electron, người ta sử dụng khái niệm số oxi hoá để nhận diện quá trình oxi hoá – khử:

• Oxi hoá: số oxi hoá của nguyên tố tăng.

• Khử: số oxi hoá của nguyên tố giảm.

Với ví dụ trên:

• Zn: 0 → +2 ⇒ số oxi hoá tăng ⇒ Zn bị oxi hoá.

• Cu: +2 → 0 ⇒ số oxi hoá giảm ⇒ Cu²⁺ bị khử.

Hai cách diễn đạt “mất/nhận electron” và “tăng/giảm số oxi hoá” là tương đương về mặt bản chất.

3. Số oxi hoá

3.1. Khái niệm

Số oxi hoá của một nguyên tố trong hợp chất hay ion là một đại lượng quy ước, biểu thị mức giả định mất hay nhận electron của nguyên tố đó nếu tất cả liên kết đều được coi là liên kết ion hoàn toàn.

Nó là một công cụ “kế toán electron” giúp:

• Nhận biết phản ứng có phải oxi hoá – khử hay không.

• Xác định nguyên tố nào bị oxi hoá, nguyên tố nào bị khử.

• Cân bằng các phương trình oxi hoá – khử.

3.2. Quy tắc xác định số oxi hoá

Các quy tắc thường dùng:

1. Đơn chất (H₂, O₂, N₂, Fe, Cl₂, S₈, …):

   \[\text{Số oxi hoá} = 0\]

2. Ion đơn nguyên tử: số oxi hoá bằng điện tích ion

   • Na⁺: +1; Mg²⁺: +2; Cl⁻: –1; v.v.

3. Trong hợp chất:

   • Oxi (O) thường là –2, trừ trong peroxit (H₂O₂, Na₂O₂) là –1.

   • Hiđro (H) thường là +1, trừ trong hydrua kim loại (NaH, CaH₂) là –1.

   • Kim loại nhóm IA: +1 (Li, Na, K,…).

   • Kim loại nhóm IIA: +2 (Mg, Ca, Ba,…).

   • Halogen (F, Cl, Br, I) thường là –1, ngoại trừ khi liên kết với oxy hoặc halogen có tính oxi hoá mạnh hơn.

4. Tổng số oxi hoá:

   • Đối với phân tử trung hoà: tổng số oxi hoá của tất cả nguyên tử bằng 0.

   • Đối với ion đa nguyên tử: tổng số oxi hoá bằng điện tích của ion.

3.3. Ví dụ minh hoạ

1. H₂O

   • H: +1; O: –2.

   • 2⋅(+1)+1⋅(−2)=0→ thoả điều kiện trung hoà.

2. Fe₂O₃
   Gọi số oxi hoá của Fe là x:

   \[2x + 3(-2) = 0 \Rightarrow x = +3\]

   Fe trong Fe₂O₃ có số oxi hoá +3.

3. NO₃⁻
   Gọi số oxi hoá của N là x:

   \[...