Podstawy Chemii Nieorganicznej
Ć
wiczenia laboratoryjne
kod kursu:
CHC 0120
REAKCJE CHEMICZNE II – UTLENIANIE I REDUKCJA
Opracowanie: BoŜena Ziółek
WPROWADZENIE
Jednym z mo
Ŝ
liwych kryteriów klasyfikacji reakcji chemicznych jest wymiana elektronów
mi
ę
dzy reagentami. Reakcje zachodz
ą
ce z wymian
ą
elektronów mi
ę
dzy reaguj
ą
cymi atomami,
cz
ą
steczkami b
ą
d
ź
jonami nazywane s
ą
reakcjami utleniaj
ą
co-redukuj
ą
cymi lub reakcjami
utleniania i redukcji. W reakcjach utleniania i redukcji (lub oksydacyjno-redukcyjnych) zachodzi
zmiana stopni utlenienia co najmniej dwóch rodzajów atomów: utleniacza i reduktora.
Podstawowe poj
ę
cia
Cz
ą
steczka lub jon, w którym wyst
ę
puje atom oddaj
ą
cy elektrony (czyli zwi
ę
kszaj
ą
cy swój
stopie
ń
utlenienia) nazywa si
ę
reduktorem (donor elektronów).
Cz
ą
steczka lub jon, w którym wyst
ę
puje atom pobieraj
ą
cy elektrony (obni
Ŝ
aj
ą
cy swój stopie
ń
utlenienia) nazywa si
ę
utleniaczem (akceptor elektronów).
W reakcji utleniania i redukcji reduktor oddaj
ą
c elektrony ulega utlenieniu tzn. przechodzi z
formy zredukowanej w form
ę
utlenion
ą
. Utleniacz za
ś
pobieraj
ą
c elektrony ulega redukcji tzn.
przechodzi z formy utlenionej w form
ę
zredukowan
ą
. Np. w reakcji : C + O
2
↔
CO
2
tlen jest
utleniaczem, bo przyjmuje elektrony od w
ę
gla , redukuj
ą
c si
ę
przy tym do jonów O
2
−
, a w
ę
giel
reduktorem, bo oddaje elektrony i utlenia si
ę
, w tym przypadku do C
4+
. Ka
Ŝ
da reakcja chemiczna,
w której zachodzi wymiana elektronów musi by
ć
zarówno reakcj
ą
utleniania jak i redukcji.
Dobieranie współczynników stechiometrycznych w reakcjach utleniania i redukcji wymaga
zbilansowania wymienianych przez utleniacz i reduktor elektronów. Oznacza to,
Ŝ
e liczby
elektronów oddanych w procesie utleniania i przyj
ę
tych w procesie redukcji musz
ą
by
ć
identyczne. Współczynniki stechiometryczne w reakcjach utleniania i redukcji mo
Ŝ
na dobiera
ć
dwoma metodami: metod
ą
„uwzgl
ę
dniania stopni utlenienia” lub „metod
ą
reakcji połówkowych”.
Obie metody s
ą
opisane w skrypcie „Obliczenia w chemii nieorganicznej” [2] i zostan
ą
tutaj
przypomniane.
Stopie
ń
utlenienia pierwiastka jest to liczba elektronów jak
ą
by atom (b
ą
d
ź
jon)
danego pierwiastka przyj
ą
ł lub oddał gdyby utworzone wi
ą
zanie miało charakter czysto
jonowy.
Poj
ę
cie stopnia utlenienia jest cz
ę
sto wielko
ś
ci
ą
umown
ą
(formaln
ą
). Sens fizyczny mo
Ŝ
na
mu przypisa
ć
je
ś
li mówimy o stopniu utlenienia prostego jonu np. Cl
−
, Mg
2+
.
2
Reakcje utleniania i redukcji mo
Ŝ
na podzieli
ć
na trzy grupy:
A. Zwykłe reakcje utleniania i redukcji, w których atomy pierwiastka (lub pierwiastków)
pobieraj
ą
ce elektrony i atomy pierwiastka lub pierwiastków oddaj
ą
ce elektrony wyst
ę
-
puj
ą
w ró
Ŝ
nych substancjach chemicznych np. reakcje roztwarzania metali w kwasach z
utworzeniem jonów tych metali:
Zn + 2 H
+
= Zn
2
+
+ H
2
↑
,
3 Cu + 2 NO
3
−
+ 8 H
+
= 3 Cu
2
+
+ 2 NO
↑
+ 4 H
2
O .
B. Reakcje dysproporcjonowania (samoutleniania i samoredukcji), w których atomami
pobieraj
ą
cymi jak i oddaj
ą
cymi elektrony s
ą
atomy tego samego pierwiastka, wyst
ę
puj
ą
ce w
tej samej substancji chemicznej i na tym samym stopniu utlenienia np.:
3 ClO
−
= ClO
3
−
+ 2 Cl
−
,
2 S
2
O
3
2
−
= S
2
−
+ S
3
O
6
2
−
.
C. Reakcje utleniania i redukcji wewn
ą
trzcz
ą
steczkowej, w których atomy pobieraj
ą
ce i oddaj
ą
ce
elektrony wyst
ę
puj
ą
w tej samej cz
ą
steczce, przy czym s
ą
to atomy ró
Ŝ
nych pierwiastków lub
atomy tego samego pierwiastka lecz ró
Ŝ
ni
ą
ce si
ę
stopniem utlenienia. Dobór współczynników
stechiometrycznych w reakcjach utleniania i redukcji wewn
ą
trzcz
ą
steczkowej nie wymaga
stosowania „specjalnych” metod, zwi
ą
zanych z bilansem elektronów i wynika wprost z bilansu
atomów po obu stronach równania.
Przykładem takich reakcji s
ą
reakcje rozkładu tlenków niektórych metali:
2 Ag
2
O = 4 Ag + O
2
lub niezwykle efektowna wizualnie reakcja rozkładu dichromianu amonu:
(NH
4
)
2
Cr
2
O
7
= N
2
+ Cr
2
O
3
+ 4 H
2
O
Dobór współczynników w równaniach reakcji utleniania i redukcji
Współczynniki stechiometryczne w reakcjach utleniania i redukcji mo
Ŝ
na dobiera
ć
dwiema
metodami: metod
ą
„uwzgl
ę
dniania stopni utlenienia” i metod
ą
„reakcji połówkowych”.
Metoda „uwzgl
ę
dniania stopni utlenienia”
Metoda powy
Ŝ
sza nadaje si
ę
we wszystkich przypadkach doboru współczynników reakcji
utleniania i redukcji, a w przypadku reakcji przebiegaj
ą
cych tylko z udziałem cz
ą
steczek (bez
udziału jonów) jest w zasadzie jedyn
ą
mo
Ŝ
liw
ą
do zastosowania metod
ą
. Przypominaj
ą
c ogólne
zasady stosowania tej metody przedstawimy najpierw reguły okre
ś
lania stopnia utlenienia.
3
Reguły okre
ś
lania stopnia utlenienia:
forma pierwiastka
stopie
ń
utlenienia
wyj
ą
tki
pierwiastki w stanie wolnym
0
-
tlen w zwi
ą
zkach np.:
tlenkach metali, niemetali,
w kwasach tlenowych
-2
nadtlenki np.:
H
2
O
2
, ponadtlenki np. KO
2
,
fluorek tlenu OF
2
,
wodór w zwi
ą
zkach typu
kwasy, zasady, sole, woda
+1
wodorki metali np.:
LiH, CaH
2
; tutaj stopie
ń
utlenienia wodoru wynosi -1
cz
ą
steczki zwi
ą
zków np.:
O
2
, NaCl, H
2
CO
3
, KOH
suma stopni utlenienia
wszystkich atomów
tworz
ą
cych cz
ą
steczk
ę
jest
równa 0
-
jony zło
Ŝ
one np.:
SO
4
2-
, Fe(CN)
6
3-
,
suma stopni utlenienia
wszystkich atomów
tworz
ą
cych jon jest równa
ładunkowi jonu
-
Formalny stopie
ń
utlenienia mo
Ŝ
e mie
ć
warto
ś
ci ułamkowe nie musi by
ć
liczb
ą
całkowit
ą
.
Zasady post
ę
powania przy stosowaniu tej metody mo
Ŝ
na prze
ś
ledzi
ć
na dowolnym przykładzie
reakcji dla której znane s
ą
substraty i produkty np.:
MnO
4
−
+ U
4+
+ H
2
O = Mn
2+
+ UO
2
2+
+ H
+
,
♦
najpierw nale
Ŝ
y wyznaczy
ć
stopnie utlenienia poszczególnych atomów, zgodnie z podanymi
wy
Ŝ
ej regułami i ustali
ć
te atomy, które zmieniaj
ą
swój stopie
ń
utlenienia czyli utleniacz i
reduktor. W reakcji mo
Ŝ
e wyst
ę
powa
ć
wi
ę
cej ni
Ŝ
jeden utleniacz czy reduktor,
a) stopie
ń
utlenienia manganu w MnO
4
−
: x + 4
⋅
(-2) = (-1); x = +7,
b) stopie
ń
utlenienia uranu w U
4+
: x = +4,
c) stopie
ń
utlenienia manganu w Mn
2+
: x = +2,
d) stopie
ń
utlenienia uranu w UO
2
2+
: x + 2
⋅
(-2) = (+2); x = +6.
e) stopie
ń
utlenienia wodoru przyj
ę
to jako równy +1, a tlenu -2,
♦
nast
ę
pnie trzeba ustali
ć
ile elektronów oddaj
ą
atomy reduktora a ile pobieraja atomy
utleniacza:
Mn
(7+)
+ 5e
-
= Mn
(2+)
,
U
(4+)
- 2e
-
= U
(6+)
,
♦
kolejno trzeba znale
źć
najmniejsza wspóln
ą
wielokrotno
ść
dla liczby wymienianych elektronów
w obu tych reakcjach, co w przypadku omawianego bilansu wymaga pomno
Ŝ
enie pierwszej
reakcji bilansowej przez 2 a drugiej przez 5. Otrzymujemy:
2 Mn
(7+)
+ 10e
-
= 2 Mn
(2+)
,
5 U
(4+)
- 10e
-
= 5 U
(6+)
,
4
co daje po podstawieniu do omawianej reakcji:
2 MnO
4
−
+ 5 U
4+
+... H
2
O = 2 Mn
2+
+ 5 UO
2
2+
+... H
+
,
♦
ostatecznie musimy tak dobra
ć
współczynniki stechiometryczne pozostałych reagentów,
aby po obu stronach równania reakcji liczby atomów poszczególnych pierwiastków były
jednakowe. W analizowanym przypadku nale
Ŝ
y zrobi
ć
bilans atomów tlenu i wodoru:
2 MnO
4
−
+ 5 U
4+
+ a H
2
O = 2 Mn
2+
+5 UO
2
2+
+ b H
+
,
bilans atomów tlenu: 8 + a = 10,
a = 2,
bilans atomów wodoru: 2a = b,
b = 4,
ostatecznie reakcja powinna zosta
ć
zapisana jako:
2 MnO
4
−
+ 5 U
4+
+ 2 H
2
O = 2 Mn
2+
+5 UO
2
2+
+ 4H
+
.
♦
Koniecznie nale
Ŝ
y sprawdzi
ć
poprawno
ść
doboru współczynników:
- dla reakcji zapisanej jonowo suma ładunków jonów po lewej stronie równania musi
by
ć
równa sumie ładunków jonów po prawej stronie równania tej reakcji,
- dla reakcji zapisanej cz
ą
steczkowo, w której wyst
ę
puje n ró
Ŝ
nych pierwiastków wszystkie
współczynniki mo
Ŝ
na ustali
ć
bilansuj
ą
c n-1 ró
Ŝ
nych pierwiastków , a sprawdzenie polega na
dokonaniu bilansu atomów ostatniego pierwiastka.
Metoda „reakcji połówkowych”
Metoda mo
Ŝ
e by
ć
stosowana dla doboru współczynników jedynie w przypadku jonowego zapisu
reakcji redoks. Jest ona szczególnie przydatna, gdy trudno jest okre
ś
li
ć
stopie
ń
utlenienia atomów
w cz
ą
steczkach lub jonach np. CuFeS
2
, FeAsS, SCN
-
.
Stosuj
ą
c t
ę
metod
ę
nale
Ŝ
y kolejno :
♦
Ustali
ć
utleniacz i reduktor,
ś
rodowisko reakcji oraz posta
ć
zredukowan
ą
utleniacza i posta
ć
utlenion
ą
reduktora (w produktach reakcji). Dla reakcji, której substratami i produktami s
ą
:
MnO
4
−
+ U
4+
+ H
2
O = Mn
2+
+ UO
2
2+
+ H
+
,
utleniaczem s
ą
jony MnO
4
−
a reduktorem – kationy U
4+
, posta
ć
zredukowana utleniacza
to kationy Mn
2+
, a posta
ć
utleniona reduktora to kationy UO
2
2
+
.
♦
Uło
Ŝ
y
ć
reakcj
ę
połówkow
ą
redukcji i reakcj
ę
połówkow
ą
utlenienia. Dobra
ć
współczynniki w
obu reakcjach, bilansuj
ą
c atomy poszczególnych pierwiastków. Aby zbilansowa
ć
atomy
wodoru i tlenu w reakcjach połówkowych mo
Ŝ
na , w zale
Ŝ
no
ś
ci od
ś
rodowiska, dopisywa
ć
po
lewej lub prawej stronie równania reakcji jony H
+
(
ś
rodowisko kwa
ś
ne) lub OH
−
(
ś
rodowisko
zasadowe). Po przeciwnej stronie równania reakcji połówkowej nale
Ŝ
y dopisa
ć
cz
ą
steczki
H
2
O.
Reakcja połówkowa redukcji:
MnO
4
−
+ 8H
+
= Mn
2
+
+ 4H
2
O,
Reakcja połówkowa utleniania:
U
4+
+ 2H
2
O = UO
2
2
+
+ 4H
+
♦
Ka
Ŝ
d
ą
reakcj
ę
nale
Ŝ
y zbilansowa
ć
pod wzgl
ę
dem ładunku, wprowadzaj
ą
c odpowiedni
ą
5
liczb
ę
elektronów:
MnO
4
−
+ 8H
+
+5e
−
= Mn
2
+
+ 4H
2
O,
U
4+
+ 2H
2
O = UO
2
2
+
+ 4H
+
+2e
−
,
♦
Znale
źć
najmniejsz
ą
wspóln
ą
wielokrotno
ść
współczynników stechiometrycznych elektronów w
obu równaniach, co w przypadku przedstawianych reakcji wymaga pomno
Ŝ
enia reakcji
redukcji przez 2, reakcji utleniania przez 5.
♦
Doda
ć
stronami reakcje połówkowe po uprzednim pomno
Ŝ
eniu przez wyznaczone mno
Ŝ
niki i
zredukowa
ć
liczby elektronów , cz
ą
stek i jonów, które wyst
ę
puj
ą
po obu stronach otrzymanej
reakcji.
2MnO
4
−
+5U
4
+
+ 16H
+
+ 10 H
2
O + 10e
−
= 2Mn
2
+
5UO
2
2
+
+ 8H
2
O + 20 H
+
+ 10e
−
,
2MnO
4
−
+5U
4
+
+ 2H
2
O = 2Mn
2
+
5UO
2
2
+
+ 4H
+
,
♦
Koniecznie nale
Ŝ
y sprawdzi
ć
poprawno
ść
doboru współczynników, przynajmniej przez zbilan-
sowanie ładunków po obu stronach reakcji.
Istot
ą
reakcji utleniania i redukcji jest przemieszczanie si
ę
elektronów od jednego substratu
do drugiego. Przekazywanie elektronów mo
Ŝ
e odbywa
ć
si
ę
bezpo
ś
rednio , a mo
Ŝ
na te
Ŝ
w sposób
fizyczny rozdzieli
ć
obszary obu reakcji połówkowych. Ten drugi wariant realizowany jest w
urz
ą
dzeniach nazywanych ogniwami galwanicznymi. Problemami zwi
ą
zanymi z badaniem
wzajemnych powi
ą
za
ń
przepływu pr
ą
du elektrycznego i reakcji chemicznych zajmuje si
ę
dział
chemii fizycznej - elektrochemia.
W tabeli 1 przedstawiono standardowe potencjały niektórych układów redoks (elektrod,
półogniw) dla reakcji redukcji. Potencjały mierzone s
ą
wzgl
ę
dem standardowej elektrody
wodorowej, której potencjał umownie przyjmuje si
ę
za zero. Znajomo
ść
tych potencjałów pozwala
przewidywa
ć
kierunek reakcji utleniania i redukcji. Potencjał redoks danego układu charakteryzuje
w pewnym sensie powinowactwo postaci utlenionej układu do elektronów. Im potencjał układu jest
wy
Ŝ
szy, tym silniejszym utleniaczem jest posta
ć
utleniona tego układu.
6
Tabela 1. Potencjały standardowe niektórych układów redoks.
Reakcja elektrodowa
Potencjał
standardowy
E
0
, V
Reakcja elektrodowa
Potencjał
standardowy
E
0
, V
F
2
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
2F
−−−−
+ 2,87
BiO
+
+ 2H
+
+ 3e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Bi + H
2
O
+ 0,32
MnO
4
−−−−
+ 8H
+
+ 5e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Mn
2+
+ 4H
2
O
+ 1,507
Bi
3+
+ 3e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Bi
+ 0,200
Cl
2
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
2 Cl
−−−−
+ 1,359
CH
3
CHO + 2H
+
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
C
2
H
5
OH
+ 0, 19
Cr
2
O
7
2
−−−−
+ 14 H
+
+ 6e
−−−−
↔
↔
↔
↔
2 Cr
3+
+ 7H
2
O
+ 1,33
Cu
2+
+ e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Cu
+
+ 0,153
Br
2
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
2 Br
−−−−
+ 1,087
Sn
4+
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Sn
2+
+ 0,151
HNO
2
+ H
+
+ e
−−−−
↔
↔
↔
↔
NO + H
2
O
+ 1,00
NO
3
−−−−
+ H
2
O + 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
NO
2
−−−−
+ 2 OH
−−−−
+ 0,01
NO
3
−−−−
+ 3H
+
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
HNO
2
+ H
2
O
+ 0,94
2 H
+
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
H
2
0,00
H
2
O
2
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
2 OH
−−−−
+ 0,88
CH
3
COOH + 4H
+
+ 4e
−−−−
↔
↔
↔
↔
C
2
H
5
OH + H
2
O
- 0,12
Ag
+
+ e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Ag
+ 0,799
Pb
2+
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Pb
- 0,126
Fe
3+
+ e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Fe
2+
+ 0,771
CrO
4
2
−−−−
+ 4H
2
O + 3e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Cr(OH)
3
+ + 5 OH
−−−−
- 0,13
O
2
+ 2H
+
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
H
2
O
2
+ 0,682
CO
2
+ 2 H
+
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
HCOOH
- 0,20
MnO
4
−−−−
+ 2H
2
O + 3e
−−−−
↔
↔
↔
↔
MnO
2
+ 4 OH
−−−−
+ 0,588
Fe
2+
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Fe
- 0,440
MnO
4
−−−−
+ e
−−−−
↔
↔
↔
↔
MnO
4
2
−−−−
+ 0,558
2 CO
2
+ 2H
+
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
(COOH)
2
- 0,49
I
2
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
2 I
−−−−
+ 0,5345
Zn
2+
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Zn
- 0,763
Cu
++++
++++
e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Cu
+ 0,521
2 H
2
O
++++
2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
H
2
++++
2 OH
−−−−
-0,828
O
2
+ 2 H
2
O + 4e
−−−−
↔
↔
↔
↔
4 OH
−−−−
+ 0,401
Sn(OH)
6
2
−−−−
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Sn(OH)
3
−−−−
+ 3 OH
−−−−
- 0,93
Ag(NH
3
)
2
+
+ e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Ag + 2 NH
3
+ 0,373
Al
3+
+ 3e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Al
- 1,66
Cu
2+
+ 2e
−−−−
↔
↔
↔
↔
Cu
+ 0,345
Li
+
+ e
−
↔
↔
↔
↔
Li
- 3,040
7
LITERATURA
1. A. Biela
ń
ski, Podstawy chemii nieorganicznej, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2002,
t.1.
2. Praca zbiorowa, Obliczenia w chemii nieorganicznej, Oficyna Wydawnicza Politechniki
Wrocławskiej, Wrocław 2002, lub wcze
ś
niejsze wydania.
3. I. Barycka, K. Skudlarski, Podstawy chemii, Oficyna Wydawnicza Politechniki Wrocławskiej,
Wrocław 2001.
Pytania kontrolne
1. Dobierz współczynniki stechiometryczne w poni
Ŝ
szych reakcjach utleniania i redukcji.
Wska
Ŝ
utleniacz i reduktor.
a ) Br
2
+ Cl
2
+ H
2
O = HBrO
3
+ HCl
b) Cu
2+
+ H
2
PO
2
−
+ OH
−
= CuH
2
+ PO
4
3-
+ H
2
O
c) VO
2+
+ IO
3
−
+ OH
-
= VO
3
−
+ I
−
+ H
2
O
d) Cl
2
+ Ca(OH)
2
= Ca(ClO)
2
+ CaCl
2
+ H
2
O
e) Pu
4+
+ H
2
O = PuO
2
2+
+ H
+
+ Pu
3+
2. Dobierz współczynniki stechiometryczne oraz
ś
rodowisko reakcji (cz
ą
steczki H
2
O, jony H
+
lub OH
−
).
Wska
Ŝ
utleniacz i reduktor.
a) AsO
4
3
−
+ I
−
+... = AsO
3
3
−
+ I
2
+…..
b) Br
2
+ S
2
−
+... = SO
4
2
−
+ Br
−
+.....
c) NO
3
−
+ Br
−
+…= Br
2
+ NO
2
−
+…
3. Czy w warunkach standardowych mog
ą
zachodzi
ć
reakcje, których produkty s
ą
zapisane po prawej
stronie równa
ń
:
a) Zn + 2Fe
3
+
= Zn
2
+
+ 2Fe
2
+
b) 2Cu
+
= Cu + Cu
2
+
c) Pb + 2H
+
= Pb
2
+
+ H
2
d) Cu + 2H
+
= Cu
2
+
+ H
2
e) 2Fe + O
2
+ 2H
2
O = 2Fe
2
+
+ 4OH
−
?
8
WYKONANIE DO
Ś
WIADCZE
Ń
Do
ś
wiadczenie 1. Utleniaj
ą
ce i redukcyjne wła
ś
ciwo
ś
ci soli kwasu
azotowego(III)
Odczynniki: 0,5 M roztwór jodku potasu (KI), 2 M roztwór kwasu siarkowego(VI) (H
2
SO
4
)
,
stały azotan(III) potasu (KNO
2
)
, tetrachlorometan (CCl
4
) lub trichlorometan (CHCl
3
), 0,001
M roztwór manganianu(VII) potasu (KMnO
4
), 2 M roztwór NaOH
a) utlenianie jonów jodkowych jonami azotanu(III) (NO
2
-
) w
ś
rodowisku kwa
ś
nym
Do probówki wprowadzi
ć
ok. 1 cm
3
wody destylowanej, 2 krople 0,5 M KI, 2 krople 2 M H
2
SO
4
,
par
ę
kryształków stałego (obj
ę
to
ść
odpowiadaj
ą
ca wielko
ś
ci ziarnka grochu) KNO
2
oraz tak
ą
obj
ę
to
ść
CCl
4
lub CHCl
3
, aby warstwa cieczy organicznej miała wysoko
ść
ok. 0,5 cm w
próbówce. Wymiesza
ć
zawarto
ść
probówki.
•
G
ę
sto
ś
ci rozpuszczalników s
ą
równe: woda – 1,0 g/cm
3
, tetrachlorometan – 1,58 g/cm
3
,
trichlorometan – 1,48 g/cm
3
. Obserwowa
ć
zmian
ę
zabarwienia roztworu oraz barw
ę
warstwy organicznej. Jak
ą
barw
ę
ma wydzielony jod w warstwie wodnej a jak
ą
w
organicznej?
•
Napisa
ć
równanie reakcji zachodz
ą
cej w probówce pami
ę
taj
ą
c,
Ŝ
e jednym z produktów
reakcji jest tlenek azotu(II).
•
Jakie wła
ś
ciwo
ś
ci wykazuje w tej reakcji KNO
2
?
b) redukcja manganianu(VII) jonami azotanu(III) (NO
2
-
) w
ś
rodowisku kwa
ś
nym,
oboj
ę
tnym i zasadowym
Do trzech probówek wprowadzi
ć
po około 0,5 cm
3
0,001 M roztworu manganianu(VII) potasu,
1 cm
3
wody destylowanej
. Do pierwszej doda
ć
3 krople 2 M H
2
SO
4
, w drugiej pozostawi
ć
roztwór
bez zmian, a do trzeciej 3 krople 2 M NaOH. Nast
ę
pnie do ka
Ŝ
dej z tych probówek doda
ć
par
ę
kryształków (obj
ę
to
ść
odpowiadaj
ą
ca wielko
ś
ci ziarnka grochu) stałego KNO
2
i wymiesza
ć
roztwory . Probówki nr 2 i 3 mo
Ŝ
na lekko ogrza
ć
w ła
ź
ni wodnej. Odczeka
ć
ok. 3-5 minut, aby
zaobserwowa
ć
efekty do
ś
wiadcze
ń
.
•
Zwróci
ć
uwag
ę
na zmian
ę
zabarwienia roztworów w trzech probówkach.
Analiza do
ś
wiadcze
ń
i wnioski
•
Zidentyfikowa
ć
produkty reakcji zachodz
ą
cych w trzech probówkach wiedz
ą
c,
Ŝ
e:
♦
sole manganu(II) s
ą
w roztworze bezbarwne,
♦
sole manganu(VI) w roztworze wodnym s
ą
zielone,
♦
tlenek MnO
2
ma posta
ć
brunatnego proszku. Je
ś
li proszek jest rozdrobniony powoli
opada na dno próbówki. W pierwszych minutach po wykonaniu do
ś
wiadczenia jego
zawiesina nadaje barw
ę
całemu roztworowi w próbówce.
9
•
Napisa
ć
równania reakcji zachodz
ą
cych w trzech probówkach. Jakie wła
ś
ciwo
ś
ci
wykazuje tutaj KNO
2
?
Do
ś
wiadczenie 2. Wpływ pH na wła
ś
ciwo
ś
ci utleniaj
ą
co – redukuj
ą
ce
układu Cr(III) – Cr(VI) – H
2
O
2
Odczynniki: 2 M roztwór wodorotlenku sodu (NaOH), 0,1 M roztwór chlorku chromu(III)
(CrCl
3
)
, 10% roztwór nadtlenku wodoru (H
2
O
2
) , 2 M roztwór kwasu siarkowego(VI)
(H
2
SO
4
), alkohol izoamylowy.
a)
a)
a)
a)
utlenianie chromu(III) do chromu(VI) nadtlenkiem wodoru w
ś
rodowisku zasadowym
Do probówki zawieraj
ą
cej około 1 cm
3
wody destylowanej doda
ć
5 kropli 0,1 M CrCl
3
,
nast
ę
pnie dodawa
ć
kroplami 2 M NaOH a
Ŝ
do roztworzenia si
ę
wytr
ą
caj
ą
cego si
ę
pocz
ą
tkowo osadu. Do otrzymanego klarownego roztworu Cr(OH)
4
−
doda
ć
3 – 5 kropli
roztworu nadtlenku wodoru, ogrzewa
ć
probówk
ę
w ła
ź
ni wodnej a
Ŝ
do zmiany zabarwienia
roztworu na jasno
Ŝ
ółty kolor.
b)
b)
b)
b)
redukcja chromu(VI) do chromu(III) nadtlenkiem wodoru w
ś
rodowisku kwa
ś
nym
Ochłodzi
ć
roztwór otrzymany w poprzednim do
ś
wiadczeniu, po czym doda
ć
kroplami 2 M
H
2
SO
4
do uzyskania odczynu lekko kwa
ś
nego (odczyn sprawdzi
ć
papierkiem
uniwersalnym). Obserwowa
ć
zmian
ę
zabarwienia roztworu. Doda
ć
do probówki tak
ą
obj
ę
to
ść
alkoholu izoamylowego, aby warstwa tej cieczy w próbówce miała około 0,5 cm
wysoko
ś
ci. Nast
ę
pnie doda
ć
2-3 krople nadtlenku wodoru. Probówk
ę
lekko wstrz
ą
sn
ąć
.
•
Zwró
ć
uwag
ę
na barwy: warstwy organicznej (g
ę
sto
ść
alkoholu izoamylowego jest
równa 0,81 g/cm
3
) i wła
ś
ciwego roztworu wodnego.
Analiza do
ś
wiadcze
ń
i wnioski:
•
Poda
ć
form
ę
wyst
ę
powania chromu we wszystkich stadiach do
ś
wiadczenia i napisa
ć
równania zachodz
ą
cych reakcji.
•
Dlaczego w
ś
rodowisku zasadowym nadtlenek wodoru jest utleniaczem wzgl
ę
dem
zwi
ą
zków chromu(III), a w
ś
rodowisku kwa
ś
nym reduktorem wzgl
ę
dem zwi
ą
zków
chromu(VI)?
•
Odpowied
ź
uzasadnij w oparciu o warto
ś
ci standardowych potencjałów reaguj
ą
cych
układów redoks (Tabela 1).
UWAGI:
1. Reakcje utleniania i redukcji H
2
O
2
mog
ą
mie
ć
posta
ć
:
H
2
O
2
= 2H
+
+ O
2
+ 2e
−
utlenianie
H
2
O
2
+ 2e
−
= 2OH
−
redukcja
2. Redukcja chromu(VI) do chromu(III) w
ś
rodowisku kwa
ś
nym zachodzi poprzez
tworzenie nietrwałych zwi
ą
zków nadtlenochromowych o charakterystycznej niebieskiej
barwie. Zwi
ą
zki te mo
Ŝ
na wyekstrahowa
ć
przy pomocy np. alkoholu izoamylowego i
wówczas niebieskie zabarwienie utrzymuje si
ę
stosunkowo długo.
10
Do
ś
wiadczenie 3. Redukcja jonów Bi(III) za pomoc
ą
trihydroksycynianu(II)
sodu
Odczynniki: 0,25 M roztwór chlorku cyny(II) (SnCl
2
)
, 2 M roztwór wodorotlenku sodu
(NaOH), 0,5 M roztwór chlorku bizmutu(III) (BiCl
3
)
Wykonanie do
ś
wiadczenia sprowadza si
ę
do przygotowania roztworu Na[Sn(OH)
3
] i
dodania do tego roztworu soli Bi(III). Powstały trihydroksocynian(II) sodu redukuje jony Bi
3+
do metalicznego Bi, który wydziela si
ę
z roztworu jako czarny osad.
Do 0,5 cm
3
0,2 M roztworu SnCl
2
dodawa
ć
2 M roztwór NaOH a
Ŝ
pocz
ą
tkowo powstaj
ą
cy
biały osad wodorotlenku cyny(II) ulegnie roztworzeniu. Nale
Ŝ
y unika
ć
nadmiaru NaOH.
Nast
ę
pnie do roztworu trihydroksocynianu(II) sodu doda
ć
2-3 krople 0,5 M roztworu BiCl
3
.
Analiza do
ś
wiadczenia i wnioski
•
Obserwowa
ć
co dzieje si
ę
w roztworze.
•
Zanotowa
ć
obserwacje i napisa
ć
odpowiednie reakcje chemiczne.
•
Porówna
ć
potencjały obu układów redoks