Reakcje redoks polegają na wymianie elektronów między czynnikiem redukującym (reduktorem) oddającym elektrony a czynnikiem utleniającym (utleniaczem) pobierającym elektrony. Z definicji tej wynika, że:
-
utleniaczem jest ta drobina, która przyjmuje elektrony, obniżając tym samym swój stopień utlenienia,
-
reduktorem jest ta drobina, która przyjmuje elektrony, podwyższają tym samym swój stopień utlenienia.
Na reakcję redoks składają się przebiegające równocześnie cząstkowe reakcje:
-
utleniania reduktora – następuje podwyższenie stopnia utlenienia,
-
redukcji utleniacza – następuje obniżenie stopnia utlenienia.
Liczba elektronów oddanych i przyjętych w cząstkowych reakcjach musi być sobie równa.
Jeżeli tak nie jest należy dobrać odpowiedni mnożnik tak aby liczba elektronów przyjętych i oddanych była równa najmniejszej równej wielokrotnej – te czynności określane są mianem bilansowania reakcji redoks.
Przykład:
Fe3+ + I- Fe2+ + I2
Sumaryczny zapis przebiegu reakcji redoks
I- - 2e I2
Pierwsza rekcja, przejścia jonów jodkowych
w jod, jest to reakcja utleniania i polega na
oddaniu elektronów.
Jony jodkowe oddają elektrony są, więc
reduktorem (podwyższają swój stopień
utlenienia z –1 do 0)
red1 – n1e utl1
Ogólny zapis reakcji utleniania
Fe3+ + e Fe2+
Druga reakcja, przejście jonów żelaza (III)
w jony żelaza (II), jest to reakcja redukcji i
polega na pobraniu elektronów.
Jony żelaza (III) przyjmują elektrony są,
więc utleniaczem (obniżają swój stopień
utlenienia z +3 do +2)
utl2 + n2e red2
Ogólny zapis reakcji redukcji
I- - 2e + Fe3+ + e I2 + Fe2+
Zapis reakcji redoks powstaje na skutek
dodania reakcji cząstkowych stronami
red1 – n1e + utl2 + n2e utl1 + red2
Ogólny zapis reakcji redoks
I- - 2e I2 /.1
Jeżeli każda z reakcji cząstkowych
przebiega z wydzieleniem lub pobraniem
Fe3+ + e Fe2+ /.2
innej liczy elektronów (n1≠n2) to przed
Otrzymujemy
dodaniem stronami należy uwzględnić
I- - 2e I
odpowiednie mnożniki, tak aby liczba
2
elektronów oddanych i przyjętych była
2Fe3+ + 2e 2Fe2+
równa najmniejszej wspólnej wielkotnej n1 i
n2. w tym celu pierwsze równanie cząstkowe
mnożymy przez n2, a równanie drugie przez
n1. Jest to bilansowanie reakcji redoks.
red1 – n1e utl1 /.n2
Ogólny zapis bilansowania reakcji redoks
utl2 + n2e red2 /. n1
otrzymujemy
n2red1 – n1n2e n2utl1
n1utl2 + n1n2e n1red2
I- - 2e I2
Po dodaniu zbilansowanych reakcji
cząstkowych otrzymujemy
2Fe3+ + 2e 2Fe2+
stechiometryczny zapis reakcji redoks
----------------------------------------------- +
I- - 2e + 2Fe3+ + 2e I2 + 2Fe2+
2Fe3+ + I- 2Fe2+ + I2
n2red1 – n1n2e n2utl1
Ogólny stechiometryczny zapis
zbilansowanej reakcji redoks
n1utl2 + n1n2e n1red2
----------------------------------------------- +
n2red1 – n1n2e + n1utl2 + n1n2e n2utl1 + n1red2
n2red1 + n1utl2 n2utl1 + n1red2
Stopień utlenienia jest to liczba odpowiadająca ładunkowi, jaki miałby atom, gdyby elektrony uczestniczące w tworzeniu wiązania z innymi atomami zostały mu całkowicie oddane lub zabrane. Jest to zatem ładunek, jaki miałby atom, gdyby utworzony przez niego związek miał charakter jonowy.
Stopień utlenienia określany jest zawsze liczbą całkowitą.
Reguły określania stopni utlenienia:
Substancja
Stopień utlenienia
Przykład
Pierwiastki w stanie wolnym
0
0 0 0
Ca, Cl2, H2
Metale
Dodatni, równy
+2 +2 +1
wartościowości metalu
CaO, BaCl2, NaCl
Wodór
Na ogół +1,
+1 +1
ach
HCl, H2S
iązk
-1 -1
zw
w wodorkach o wzorze
NH3 , PH3
sumarycznym XH
i w
n –1, gdzie
n wartościowość pierwiastka
iastk
X
ierw
Tlen
Na ogół –2
-2 -2
P
H2O, BaO
Jony proste
Równy ładunkowi jonu
+2 +2 +1
Ba2+, Mn2+, Na+
Jony złożone
Suma stopni utlenienia
+6 -2
wszystkich atomów jest
( S O4)2-
równa ładunkowi jonu
(+6) + 4(-2)= (-2)
Związki chemiczne
Suma stopni utlenienia
+2 +6 -2
wszystkich atomów jest
Ba S O4
równa 0
(+2) + (+6) + 4(-2) = 0
Grupa hydroksylowa (OH-)
-1
Jony złożone (traktowane
Równy ładunkowi jonu
(NH4)+ - stopień utlenienia
jako całość)
jonu amonowego wynosi +1
(SO4)2- - stopień utlenienia
jonu siarczanowego (VI): -2
Przykład:
Określić stopień utlenienia wodoru w ortofosforanie amonu (NH4)3PO4
określamy stopieni utlenienia pozostałych atomów
tlen: -2,
fosfor: +5
azot: +5
wiemy, że suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczki danego związku chemicznego jest równa 0
uwzględniając współczynniki stechiometryczne układamy równanie: 3((+5)+4x) + (+5) + 4(-2) = 0
rozwiązujemy równanie
15+12x+5-8=0
12x+12=0
12x=-12
x=-1
odpowiedź: wodór w ortofosforanie amonu występuje na –1 stopniu utlenienia
jeżeli nie jesteśmy pewni, na którym stopniu utlenienia występuje w tym związku azot to:
• wiemy, że azot występuje na +3 lub +5 stopniu utlenienia (odpowiada to jego wartościowościom przyjmowanym w solach)
• układy równanie dla stopnia utlenienia +3
3((+3)+4x) + (+5) + 4(-2) = 0
rozwiązujemy równanie:
9+12x+5-8=0
12x+6=0
12x=-6
x= - ½
z równania tego wynika, że wodór jest na – ½ stopniu utlenienia wiemy, że stopień utleniania wyraża się liczbami całkowitymi, zatem azot musi być na +5 stopniu utlenienia
Wpływ środowiska na reakcje redoks:
Niektóre reakcje redoks, aby mogły przebiec, wymagają obecności dodatkowych substancji w środowisku reakcji takich jak jony H+ lub OH-. Jony te najczęściej pełnią rolę akceptora tlenu lub wodoru pochodzącego z formy utlenionej utleniacza. Można zatem stwierdzić, że pH
środowiska reakcji ma wpływ na jej przebieg.
Największy wpływ pH na przebieg reakcji obserwujemy podczas utleniania substancji za pomocą jonów nadmanganianowych.
Jony nadmanganianowe są silnym utleniaczem w środowisku kwaśnym (redukują się do Mn2+), słabszym w środowisku obojętnym (redukują się do MnO2) i jeszcze słabszym w środowisku zasadowym (redukują się do MnO 2-4 ).
Jony chromianowe (CrO 2-
4 ) w środowisku kwaśnym redukują się do jonów Cr3+. Jeżeli w środowisku brak jest reduktora przechodzą w jony dwuchromianowe (Cr 2-2O7 ) nie zmieniając
stopnia utlenienia.
Jony MnO -
2-
7 i CrO4 są silnymi utleniaczami, są to substancje barwne a ich redukcji towarzyszy zmiana barwy.
Forma utleniona
Środowisko
Forma
Zapis reakcji
zredukowana
MnO -
7
H+
Mn2+, bezbarwny
+7 -2 -1 +2 +1 -2
ciemnofioletowy
MnO -
4 + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O
H2O
MnO2,
+7 -2 +1 -2 +4 -2 -2 -1
brązowobrunatny
MnO -
4 +3e+2H2O MnO2 + 4OH-
osad
OH-
MnO 2-
4 , zielony
+7 -2 +6 -2
MnO -
2-
4 + 1e MnO4
CrO 2-
4
H+
Cr3+,
+6 -2 +1 +3 +1 -2
żółty
ciemnozielony
CrO 2-
4 + 3e + 8H+ Cr3+ + 4H2O
(w środowisku
zasadowym utlenia
się do CrO 2-
4 )
H+
Cr
2-
2O7 ,
+6 -2 +1 +6 -2 +1 -2
(brak reduktora) pomarańczowy
CrO 2-
2-
4
+ H+ ↔ Cr2O7 + H2O
Przykład:
Zbilansować równanie reakcji utleniania jonów cyny (II) za pomocą jonów nadmanganianowych. Reakcja biegnie w środowisku kwaśnym.
Sn2+ + MnO -
4 + H+ Sn4+ + Mn2+ + H2O
Ustalamy stopnie utlenienia poszczególnych atomów:
+2 +7 -2 +1 +4 +2 +1 -2
Sn2+ + MnO -
4 + H+ Sn4+ + Mn2+ + H2O
Widzimy, że stopnie utlenienia zmieniły tylko cyna i mangan Zapisujemy cząstkowe równania reakcji, określamy reakcje utleniania i redukcji oraz utleniacz i reduktor:
+2 +4
Jon cyny (II) oddał elektrony jest to proces utleniania
Sn2+-2e Sn4+
Jon cyny (II) jest reduktorem (podwyższył swój stopień
utlenienia)
+7 -2 +2
Jon nadmanganianowy przyjął elektrony – jest to
MnO -
4 + 5e Mn2+
proces redukcji
Jon nadmanganianowy jest utleniaczem (obniżył swój
stopień utlenienia)
Jednak w skład jony nadmanganianowego wchodzi
obok manganu tlen, który nie zmienia swojego stopnia
utlenienia
i
musi
zostać
związany
z
innym
pierwiastkiem tak aby utworzył związek w którym
występuje na –2 stopniu utlenienia. W środowisku
reakcji obecne są jony wodorowe, które są akceptorami
tego tlenu – powstaje woda.
+7 -2 -1 +2 +1 -2
MnO -
4 + 5e + H+ Mn2+ + H2O
Dlatego w cząstkowym równaniu należy uwzględnić
+7 -2 -1 +2 +1 -2 rolę jonu wodorowych.
MnO -
4 + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O
Bilansujemy równanie – otrzymujemy równanie reakcji
redukcji.
REAKCJE REDOKS
Bilansujemy równanie reakcji redoks:
Suma elektronów oddanych i przyjętych musi być sobie równa Sn2+-2e Sn4+
/.5
MnO -
4 + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O /.2
Otrzymujemy:
5Sn2+-10e 5Sn4+
2MnO -
4 + 10e + 16H+ 2Mn2+ + 8H2O
Dodajemy stronami:
5Sn2+-10e 5Sn4+
2MnO -
4 + 10e + 16H+ 2Mn2+ + 8H2O
-----------------------------------------------------------------------------------+
5Sn2+ -10e + 2MnO -
4 +10e + 16H+ 5Sn4+ + 2Mn2+ + 8H2O
Otrzymujemy stechiometryczny zapis reakcji redoks:
5Sn2+ + 2MnO -
4 + 16H+ 5Sn4+ + 2Mn2+ + 8H2O
Tiosiarczan sodu:
Stopnie utlenienia atomów wchodzących w skład tiosiarczanu sodu: Siarka +6; -2
Tlen –2
Sód +1
CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA
Doświadczenie 1
Do trzech probówek odpipetować po 5 cm3 roztworu Na2S2O3. do pierwszej dodać 1
cm3 kwasu siarkowego (VI), do drugiej 1 cm3 wody destylowanej, do trzeciej 1 cm3
roztworu KOH. Następnie do każdej z probówki dodać 3 cm3 0,02 molowego roztworu KMnO4.
Zanotować obserwacje
Probówka nr Odczyn Barwa przed dodaniem KMnO4 Barwa po dodaniu KMnO4
1
2
3
r-r KMnO4
---
Zapisać i zbilansować reakcje jakie zaszły w każdej probówce.
Doświadczenie 2
Do trzech probówek zawierających po 5 cm3 K2CrO4 dodać po 1 cm3 H2SO4. Do pierwszej probówki dodać 2 cm 3 Na2S2O3, a do drugiej 1 cm3 roztworu jonów Fe2+, do trzeciej 2 cm3 roztworu KI. Do probówki nr 1 dodać ok. 5 cm3 roztworu NaOH.
Zanotować obserwacje
Probówka nr Odczyn
Barwa przed reakcją
Barwa po reakcji
1
2
3
r-r K2CrO4
przed dodaniem kwasu
Po dodaniu kwasu
Zapisać i zbilansować reakcje jakie zaszły w każdej probówce.
Doświadczenie 3
Do 3 probówek wsypać niewielką ilość metalicznego cynku. Następnie do każdej dodać po 2 cm3 kwasu siarkowego (VI), kwasu solnego i kwasu azotowego (V).
Obserwować zmiany zachodzące w probówkach. Doświadczenie wykonywać pod dygestorium.
Zapisać i zbilansować reakcje jakie zaszły w każdej probówce.