data sporządzenia: 8.12.2015	wykonujący:
tytuł ćwiczenia	Reakcje utleniania i redukcji
opiekun grupy
data przyjęcia sprawozdania:	data oddania sprawozdania do poprawy:
data ostatecznego zaliczenia sprawozdania:	ocena

CZĘŚĆ TEORETYCZNA

• CEL ĆWICZENIA: Porównanie reaktywności metali. Przeprowadzenie reakcji redokoks.

• OSIĄGNIĘTE EFEKTY KSZTAŁCENIA:

CH1_W05.1:

4. omówienie reakcji kwasowo zasadowych (z uwzględnieniem koncepcji Brønsteda i Lewisa) oraz reakcji utleniania i redukcji

CH1_U09:

Student potrafi rozwiązywać proste problemy o charakterze jakościowym i ilościowym, z zakresu sporządzania roztworów (w tym roztworów buforowych), syntezy prostych związków nieorganicznych, wybranych reakcji redoks, reakcji układach heterogenicznych, analizy jakościowej kationów i anionów, w tym potrafi planować i wykonywać badania eksperymentalne oraz odpowiednio analizować ich wyniki.

• WSTĘP TEORETYCZNY:

Przykładowa reakcja redoks:

W trakcie poniższej reakcji sód ulega utlenieniu z 0 na +I stopień utlenienia i jest reduktorem, natomiast wodór w cząsteczce wody redukuje się z +I na 0 stopień utlenienia i jest utleniaczem.

2Na + 2H₂O 2 NaOH + H₂ utleniacz: H w H₂O reduktor: Na

Utlenianie: Na⁰ Na^+I + e^- /·2

2Na⁰ 2Na^+I + 2e

Redukcja: 2H₂O + 2e^- H₂ + 2OH^‑

Metale szlachetne – zwyczajowa nazwa metali odpornych chemicznie, w szeregu napięciowym przyjmują wartości dodatnie, nie wypierają wodoru z kwasów, wody.

Metale nieszlachetne – to metale, które w szeregu napięciowym przyjmują wartości ujemne, mają zdolność wypierania wodoru ze związków.

Stopień utlenienia pierwiastka to hipotetyczny ładunek elektryczny jaki posiadałby atom gdyby wszystkie tworzone przez niego wiązania były jonowe.

Potencjał redoks (oksydacyjno-redukcyjny, utleniania–redukcji) jest miarą właściwości utleniających utleniacza lub właściwości redukujących reduktora w reakcjach redoks. Charakteryzuje on powinowactwo postaci utlenionej (zredukowanej) układu do elektronów. Im wyższa wartość potencjału tym silniejszym utleniaczem jest układ, a im mniejsza wartość potencjału tym silniejszym jest reduktorem.

Potencjał standardowy to potencjał danej elektrody zmierzony względem elektrody wodorowej, dla aktywności reagentów równych 1. Wielkości te są charakterystyczne dla danego metalu i stabelaryzowane.

OPRACOWANIE WYNIKÓW:

1. Reaktywność metali

1.1. Reakcje metali z wodą

2Na + 2H₂O 2 NaOH + H₂

Mg +2 H₂O _Δ Mg(OH)₂ + H₂

1.2. Reakcje metali z NaOH

Zn + 2NaOH + 2H₂O Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

1.3. Reakcje metali z HCl

2Fe + 6HCl 2 FeCl₃ +3 H₂

2Mg + 2HCl 2 MgCl₂ + H₂

2Zn + 2HCl 2 ZnCl₂ + H₂

1.4. Reakcja roztwarzania miedzi w stężonym i rozcieńczonym kwasie azotowym

3Cu + 8HNO_{3 (rozc.)} 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

Cu + 4 HNO_{3 (st.)} Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

W reakcji roztwarzania miedzi za pomocą stężonego roztworu HNO₃ powstaje brunatny gaz NO₂, natomiast w trakcie roztwarzania miedzi rozcieńczonym roztworem HNO₃ powstaje bezbarwny gaz NO.

Dyskusja wyników:

Szereg aktywności stworzony na podstawie zachodzących reakcji:

Na, Mg, Zn, Fe, Cu

W szeregu elektrochemicznym metali (wartość potencjału standardowego[V]:

Na/Na⁺ (−2,71), Mg/Mg²⁺ (−2,37), Zn/Zn²⁺ (−0,76), Fe/Fe³⁺ (-0,04), Cu/Cu²⁺ (0,34)

Szeregi są takie same. Reakcja z wodą pokazała, że sód i magnez są najbardziej aktywne. Magnez mniej od sodu, gdyż jego roztworzenie wymagało podgrzania. Kolejne reakcje pokazują że cynk reaguje zarówno
z kwasami jak i zasadami, zaś żelazo tylko z kwasem, zatem żelazo jest mniej aktywne od cynku. Najmniej aktywna jest miedź gdyż do jej roztworzenia konieczne jest zastosowanie silnie utleniającego kwasu. HCl nie roztwarza miedzi ponieważ nie posiada właściwości utleniających.

2. Wpływ odczynu środowiska na redukcję manganianu(VII) potasu

1) W środowisku kwasowym: MnO₄^- + 8H⁺+5e^- Mn²⁺ + 4H₂O

2)W środowisku obojętnym: MnO₄^- + 2 H₂O+3e^- MnO₂ + 4OH^-

3) W środowisku zasadowym MnO₄^- + e^- MnO₄^2-

Im wyższe jest stężenie jonów H⁺ tym silniejsze są właściwości utleniające jonów MnO₄^-. Dla reakcji 1) potencjał standardowy wynosi +1,51V, dla r.2) – (+0,59V), a dla 3) – (+0,56V.). Zatem wraz ze wzrostem stężenia jonów
H⁺ powstają produkty redukcji MnO₄^- o coraz wyższym stopniu utlenienia.

Ciąg reakcji manganianu(VII) potasu w środowisku o zmiennym pH nosi nazwę „reakcji kameleonowej”. Pierwszy etap reakcji kameleonowej prowadzony jest w środowisku zasadowym, ponieważ dla niego wartość potencjału standardowego jest najniższa, a zmiana odczynu środowiska umożliwia dalszą redukcją manganu. W środowisku kwasowym występują maksymalnie zredukowane jonu manganu, wartość potencjału standardowego jest najwyższa
i zmiana pH nie powoduje dalszej redukcji.

3. Reakcje w grupie chlorowców

A: Cl₂ +2e^- 2Cl^-

Br₂ +2e^- 2Br^-

F₂ +2e^- 2F^-

^­B: 2Br^- + Cl₂ Br₂ +2 Cl^-

2I^- + Cl₂ I₂ +2 Cl^-

C: 2I^- + Br₂ I₂ +2 Br^-

2Br^- + I₂ nie zachodzi

Cl₂ ma najwyższą wartość potencjału standardowego (+1,36V) dlatego utlenia zarówno brom jak i jod. Brom ma pośrednią wartość potencjału miedzy chlorem i jodem, dlatego nie utlenia chloru ale może utlenić jod, którego potencjał standardowy wynosi (+0,536V). Jod ze względu na najniższą potencjału standardowego nie ma zdolności utleniających względem bromu i chloru. Chloroform w tym procesie stanowi warstwę rozpuszczalnika, jest nie polarny wiec rozpuszczają się w nim Cl₂, Br₂ i I₂.

Szereg chlorowców względem malejącej aktywności: Cl₂, Br₂ , I₂.

4. Badanie właściwości redukujących aldehydów

2 AgNO₃ +2 (NH₃ · H₂O) Ag₂O + 2 NH₄NO₃ + H₂O

Ag₂O +4 (NH₃ · H₂O) 2 [ Ag(NH₃)₄] ⁺ + 3 H₂O + 2 OH^-

[ Ag(NH₃)₄]⁺ + 2 OH^- + 3 H₂O +CH₂(OH)-CH(OH) -CH(OH) -CH(OH) -CH(OH) -CHO

CH₂(OH)-CH(OH) -CH(OH) -CH(OH) -CH(OH) –COOH + Ag + 4(NH₃ · H₂O)

Reakcji lustra srebrnego ulegają również aldehydy oraz kwas mrówkowy.

5. Badanie właściwości redukujących witaminy C

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓

Fe³⁺ + 3OH^- Fe(OH)₃↓

6Fe³⁺ +3 + 4[Fe(CN)₆]^3- 3 + 2 Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓ + 6H⁺

Fe³⁺ + 3OH^- Fe(OH)₃↓

8 Fe(OH)₃ + 3 + 6[Fe(CN)₆]^3- 3 +2 Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓+24OH^- + 6H⁺

Witamina C jako reduktor spełnia rolą przeciwutleniacza w organizmie człowieka. Zwalcza wolne rodniki, zapobiegając w ten sposób m. in. starzeniu się komórek