Podstawy Chemii Nieorganicznej

Ć

wiczenia laboratoryjne

kod kursu:

CHC 0120

REAKCJE CHEMICZNE II – UTLENIANIE I REDUKCJA

Opracowanie: Bożena Ziółek

WPROWADZENIE

Jednym z mo

ż

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

ż

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

ż

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,

ż

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

ż

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

ż

na

mu przypisa

ć

je

ś

li mówimy o stopniu utlenienia prostego jonu np. Cl

−

, Mg

2+

.

2

Reakcje utleniania i redukcji mo

ż

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

ż

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

ż

nych pierwiastków lub

atomy tego samego pierwiastka lecz ró

ż

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

ż

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

ż

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

ż

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

ż

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

ż

e mie

ć

warto

ś

ci ułamkowe nie musi by

ć

liczb

ą

całkowit

ą

.

Zasady post

ę

powania przy stosowaniu tej metody mo

ż

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

ż

y wyznaczy

ć

stopnie utlenienia poszczególnych atomów, zgodnie z podanymi

wy

ż

ej regułami i ustali

ć

te atomy, które zmieniaj

ą

swój stopie

ń

utlenienia czyli utleniacz i

reduktor. W reakcji mo

ż

e wyst

ę

powa

ć

wi

ę

cej ni

ż

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

ż

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

ż

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

ż

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

ż

nych pierwiastków wszystkie

współczynniki mo

ż

na ustali

ć

bilansuj

ą

c n-1 ró

ż

nych pierwiastków , a sprawdzenie polega na

dokonaniu bilansu atomów ostatniego pierwiastka.

Metoda „reakcji połówkowych”

Metoda mo

ż

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

ż

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

ż

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

ż

na , w zale

ż

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

ż

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

ż

d

ą

reakcj

ę

nale

ż

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

ż

enia reakcji

redukcji przez 2, reakcji utleniania przez 5.

♦

Doda

ć

stronami reakcje połówkowe po uprzednim pomno

ż

eniu przez wyznaczone mno

ż

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

ż

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

ż

e odbywa

ć

si

ę

bezpo

ś

rednio , a mo

ż

na te

ż

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

ż

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

ż

szych reakcjach utleniania i redukcji.

Wska

ż

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

ż

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,

ż

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

ż

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

ż

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,

ż

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

ż

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

ż

do zmiany zabarwienia

roztworu na jasno

ż

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

ż

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

ż

pocz

ą

tkowo powstaj

ą

cy

biały osad wodorotlenku cyny(II) ulegnie roztworzeniu. Nale

ż

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