1

Reakcje utlenienia-redukcji

(red-ox)

Są one zawsze sumą dwóch

procesów: redukcji i utlenienia; są
więc algebraiczną sumą reakcji
połówkowych red-ox, uzgodnionych
co do liczby przenoszonych
elektronów.

2

Pisanie reakcji połówkowych red-

ox

Przypadek prosty, gdy znamy postacie utlenioną i

zredukowaną. Przykład: reakcja połówkowa

utlenienia Fe

+2

do Fe

+3

.

(1) piszemy postać zredukowaną po lewej, a

utlenioną po prawej stronie strzałki: Fe

+2

 Fe

+3

(2) sprawdzamy liczbę elektronów oddawanych

przez reduktor i piszemy je po stronie

zawierającej postać utlenioną: Fe

+2

 Fe

+3

+ 1e

-

(3)

sprawdzamy,

czy

zgadza

się

liczba

poszczególnych atomów po obu stronach

równania (w naszym przykładzie się zgadza).

3

Pisanie reakcji połówkowych

red-ox

Bardzo często w reakcji połówkowej biorą udział

także inne składniki (np. jony H+, OH-,
woda...).

 Przykład:

reakcja

połówkowa

utlenienia

siarczynu do siarczanu, t.j. siarczanu(IV) do
siarczanu(VI):

(1) SO

3-2

 SO

4-2

(2) SO

3-2

 SO

4-2

+ 2e

-

(3) SO

3-2

+ H

2

O  SO

4-2

+ 2e

-

+ 2H

+

4

Pisanie reakcji połówkowych
red-ox

Niekiedy trudno jest, na pierwszy rzut oka,

stwierdzić liczbę przenoszonych elektronów.

Wtedy zamieniamy etapy 2 i 3 ze sobą.

 Przykład : reakcja połówkowa utlenienia jonu

szczawia-nowego do CO

2

.

(1) (COO)

2-2

 2CO

2

(3) liczba atomów się zgadza, zatem pozostaje

uzupełnić ładunki elektronami;

(2) (COO)

2-2

 2CO

2

+ 2e

-

(zauważmy, że formalny stopień utlenienia węgla

w CO

2

jest +4, zaś w szczawianie +3).

5

Reakcje ważne w chemii
analitycznej

Redukcja

nadmanganianu

w

środowisku

kwaśnym:

MnO

4-

+ 8H

+

+ 5e

-

 Mn

+2

+ 4H

2

O

 
Redukcja MnO

4-

w środowisku obojętnym (lub

słabo kwaśnym):

MnO

4-

+ 4H

+

+ 3e

-

 MnO

2

+ 2H

2

O

 
Redukcja MnO

4-

w środowisku zasadowym:

MnO

4-

+ 1e

-

 MnO

4-2

6

Reakcje ważne w chemii
analitycznej

Redukcja

dwuchromianu

w

środowisku

kwaśnym:

Cr

2

O

7-2

+ 14H

+

+ 6e

-

 2Cr

+3

+ 7H

2

O

 

Redukcja wody utlenionej:
H

2

O

2

+2e

-

+ 2H

+

 2H

2

O

 

Utlenienie wody utlenionej:
H

2

O

2

 2H

+

+ O

2

+ 2e

-

(zauważmy, na podstawie dwóch ostatnich przykładów, że

formalny stopień utlenienia tlenu w wodzie utlenionej

jest -1, w wodzie -2, zaś w tlenie cząsteczkowym 0).

7

Reakcje red-ox

Są one złożeniem (sumą) reakcji

połówkowych. Jedną z nich trzeba
zapisać w kierunku utlenienia zaś
drugą w kierunku redukcji.

8

Reakcje red-ox

Przykład: reakcja utlenienia szczawianu dwuchromianem w

środo-wisku kwaśnym. Utleniaczem jest dwuchromian,

reduktorem jest szczawian:

Cr

2

O

7-2

+ 14H

+

+ 6e

-

 2Cr

+3

+ 7H

2

O

(COO)

2-2

 2CO

2

+ 2e

-

Uzgadniamy liczbę elektronów:

Cr

2

O

7-2

+ 14H

+

+ 6e

-

 2Cr

+3

+ 7H

2

O

3(COO)

2-2

 6CO

2

+ 6e

-

i sumujemy reakcje:

Cr

2

O

7-2

+14H

+

+6e

-

+3(COO)

22-



2Cr

+3

+7H

2

O+6CO

2

+6e

-

Po uporządkowaniu (w tym wypadku odjęciu stronami

składnika 6e

-

):

Cr

2

O

7-2

+14H

+

+3(COO)

2-2

 2Cr

+3

+7H

2

O+6CO

2

9

Reakcje

dysproporcjonowania

Szczególnym typem reakcji red-ox są reakcje

dysproporcjonowania. Mogą zachodzić, jeśli
substancja może występować na przynajmniej
trzech

różnych

stopniach

utlenienia.

Dysproporcjonowanie polega na jednoczesnej
redukcji i utlenieniu substancji znajdującej
się na pośrednim stopniu utlenienia.

 

10

Reakcje

dysproporcjonowania

Przykład: Tlen w H

2

O

2

ma stopień utlenienia -1, zaś

może występować na stopniu 0 (w cząsteczce O

2

)

i ‑2 (w cząsteczce wody). Napisz reakcję

dysproporcjonowania wody utlenionej.

W tym celu składamy poprzednio podane reakcje

utlenienia i redukcji H

2

O

2

:

H

2

O

2

+2e

-

+ 2H

+

 2H

2

O

H

2

O

2

 2H

+

+ O

2

+ 2e

-

Sumą jest więc reakcja:
H

2

O

2

+ H

2

O

2

+ 2e

-

+ 2H

+

 2H

2

O + 2H

+

+ O

2

+ 2e

-

Po uporządkowaniu:
2H

2

O

2

 2H

2

O + O

2

11

Niektóre procesy red-ox i ich

wykorzystanie

Składniki wybielające

(składniki proszków do prania,

wybielacze). Jest to najczęściej podchloryn - silny

utleniacz:

OCl

-

+ 2e

-

+ H

2

O  Cl

-

+ 2OH

-

 

Fotosynteza.

Jej najważniejszym etapem jest utlenienie

wody (w etapie "jasnym"):

12H

2

O + energia  6O

2

+ 24H

+

+ 24e

-

Zachodzą

tu

także dalsze procesy

red-ox.

W

szczególności, w etapie "ciemnym":

6CO

2

+ 24H

+

+ 24e

-

 C

6

H

12

O

6

+ 6H

2

O

12

Niektóre procesy red-ox i ich

wykorzystanie

Wiązanie azotu przez bakterie:

N

2

+ 6e

-

+ 8H

+

 2NH

4+

 

Procesy metalurgiczne

niemal zawsze wymagają redukcji

tlenków, siarczków i innych związków metali. Najczęściej

stosowanymi reduktorami są węgiel i wodór.

 

Elektrorafinacja

(np. miedzi) polega na elektrochemicznym

rozpuszczeniu (utlenieniu) miedzi surowej i wydzieleniu

jej (utlenieniu) na katodzie w postaci oczyszczonej.

Wszystkie procesy elektrochemiczne są procesami

redukcji lub utlenienia.

13

Niektóre procesy red-ox i ich

wykorzystanie

Bateria "sucha"

(ogniwo Leclanche'go):

Katoda:
2NH

0+

+2MnO

2

+2e

-

 Mn

2

O

3

+2NH

3

+H

2

O

 
Anoda ("kwaśna"):
Zn

s

 Zn

+2

+2e

-

 
Anoda ("alkaliczna"):
Zn

s

+2OH

-

 ZnO+H

2

O+2e

-

14

Niektóre procesy red-ox i ich

wykorzystanie

Inne popularne typy baterii:

bateria srebrowa - katodą jest Ag, redukuje

się Ag2O, utlenia się Zn; środowisko zasadowe

bateria rtęciowa - utleniaczem jest HgO,

reduktorem Zn, środowisko zasadowe
akumulator niklowo-kadmowy - anodą jest Cd,
utleniaczem jest NiO, środowisko zasadowe.

15

Niektóre procesy red-ox i ich

wykorzystanie

Inne popularne typy baterii: akumulator

ołowiowy

Najbardziej rozpowszechniony, wykorzystuje

reakcje redukcji PbO

2

do Pb

+2

i utlenienia Pb

do Pb

+2

. Obecność H

2

SO

4

ułatwia oba

procesy (PbSO

4

jest słabo rozpuszczalny).

16

Niektóre procesy red-ox i ich

wykorzystanie

Szkło fotochromowe

, stosowane głównie do produkcji okularów,

zawiera domieszkę kryształów AgCl i CuCl. Naświetlanie

powoduje utlenienie jonów chlorkowych: Cl

-

+   Cl



+ e

-

Wydzielone elektrony redukują jony Ag

+

do srebra: Ag

+

+ e

-



Ag

i szkło ciemnieje. W ciemności następuje seria procesów

odtwarzających stan pierwotny:

Cl



+ Cu

+

 Cu

+2

+ Cl

‑

Cu

+2

+ Ag  Cu

+

+ Ag

+

 

Korozja

– to cała seria procesów elektrochemicznych

zachodzących na powierzchni metali.