Imię i nazwisko

Imię i nazwisko

Grupa

Ćwiczenie 9

Temat: Reakcje Redoks

I. Część teoretyczna

Reakcje Redoks (oksydacyjno - redukcyjne) - reakcja chemiczna, w trakcie której następuje przekazanie jednego lub więcej elektronów między atomami. Związana jest z tym zmiana stopni utlenienia pierwiastków wchodzących w skład reagentów: maleje stopień utlenienia utleniacza (utleniacz przyjmuje elektrony, czyli ulega redukcji), wzrasta stopień utlenienia reduktora (reduktor oddaje elektrony, czyli jest utleniany). Utlenianie i redukcja na ogół zachodzą łącznie. Reakcje redoks przebiegają we wszystkich ogniwach elektrochemicznych.

Stopień utlenienia pierwiastka w związku chemicznym to liczba ładunków elementarnych dodatnich lub ujemnych, jakie wystąpiłyby na atomie, gdyby miał on wiązanie jonowe. Wartościowość pierwiastka w związku chemicznym informuje o liczbie utworzonych wiązań, czyli tylko o liczbie elektronów biorących udział w wiązaniach. W celu bliższego określenia, które atomy oddały lub przyjęły elektrony, wprowadzono pojęcie stopnia utlenienia. Jest to pojęcie teoretyczne, lecz bardzo funkcjonalne, ponieważ w sposób jednolity obejmuje wszystkie związki chemiczne, niezależnie od rodzaju wiązań.

Utlenianie:

Reakcja anodowa polega na wzroście stopnia utlenienia chloru od -1 do 0, czemu towarzyszy utrata elektronu oddanego elektrodzie (anodzie). Wzrost stopnia utlenienia określa się jako utlenianie. Reakcja anodowa jest więc reakcją utleniania. Do utleniaczy należą pierwiastki najbardziej elektroujemne: fluor, tlen, chlor, brom. Wśród związków chemicznych utleniacze są te, w których występują atomy na najwyższych stopniach utlenienia, np.: Mn⁷⁺ w KmnO₄ czy Cr⁶⁺ w K₂Cr₂O₇.

Fe­­⁰ - 2e^- → Fe²⁺ 0 → +2

Fe²⁺ - e^- → Fe³⁺ +2 → +3

S^2- - 2e^- → S⁰ -2 → 0

Redukcja:

Podobnie reakcję katodową, w której pobranie elektronu z katody powoduje obniżenia stopnia utlenienia sodu od +1 do ), określa się jako redukcję; reakcja katodowa jest reakcją redukcji. Do reduktorów zaliczamy przede wszystkim metale najbardziej elektrododatnie (Li, Na, K, Rb, Cs, Ca) oraz związki chemiczne związane w cząsteczce metale na najniższym stopniu utlenienia, np.: SnCl₂, FeCl₂, H₂SO₃, NaNO₂, CO a także węgiel i wodór, gdy łączą się z pierwiastkami bardziej elektroujemnymi od siebie.

I₂⁰ + 2e^- → 2I^- 0 → -1

Sn⁴⁺ + 2e^- → Sn²⁺ +4 → +2

Cl⁵⁺ + 6e^- → Cl^- +5 → -1

Wprowadzając omówienie pojęcia potencjału elektrodowego i potencjału utleniającego-redukcyjnego, należy stwierdzić, że prawie każdy układ redoksy (wytwarzający w szeregu potencjałów redoks) może zachowywać się jako amfoter redoks, tzn. może być utleniaczem i reduktorem, w zależności od tego, z jakim układem redoks jest sprzężony w reakcji. Na przykład nadtlenek wodoru może być reduktorem w stosunku do silniejszego utleniacza, jakim jest manganian(VII) potasowy KMnO₄ lub utleniaczem w stosunku do reduktora I^-.

Układanie równań reakcji redoks

Przy układaniu równań reakcji redoks należy stosować się do pewnych określonych reguł. Przede wszystkim należy znać reakcje szkieletową tzn. na drodze równań teoretycznych lub doświadczalnie należy ustalić, jak przebiega reakcja jakościowo i jakie otrzymuje się produkty. Na przykład działanie kwasu siarkowodorowego na chlorek żelaza(III) powoduje wydzielenie elementarnej siarki, a żelazo trójwartościowe w FeCl₃ przechodzi w dwuwartościowe w FeCl₂.

FeCl₃ + H₂S ↔ 2FeCl₂ + S + HCl

W wymienionym równaniu dokonaliśmy ustawień utleniacza i reduktora oraz zmianę ich stopni utlenienia. Aby utlenić jeden jon S^2- są potrzebne dwa jony Fe³⁺, stąd równanie przyjmuje postać:

2FeCl₃ + H₂S ↔ 2FeCl₂ + S + 2HCl

Układanie równań dla reakcji redoks między jonami prostymi nie przedstawia trudności. Natomiast zagadnienie to komplikuje się, gdy w procesie biorą udział jony zespolone, np.: MnO₄^-, Fe(CN)₆^3-, Cr₂O₇^2-, SO₄^2-, NO₃^-, SO₃^2- i inne. Jony zespolone o właściwościach utleniających w reakcjach z reduktorami tworzą niekiedy jony zespolone o niższym stopniu utlenienia atomu utleniacza, takie, jak: MnO₄^2-, SO₃^2-, NO₂^-, albo też jony proste Mn²⁺, Cr³⁺, S^2- itp. Często w tych reakcjach powstają tlenki na niższym stopniu utlenienia, np.: NO, NO₂, SO₂. Podobnie zachodzi utlenianie jonów zespolonych o charakterze reduktorów, np.:

MnO₄^2- → MnO₄^- itp.

Poprawnie ułożenie równań redoks wymaga stosowania odpowiednich metod postępowania. Należą do nich: metoda liczby utlenienia, równań połówkowych oraz bilansu elektronów dla reakcji redoks podanych jonowo.

Metoda reakcji połówkowych

Stosowanie tej metody wymaga uprzedniego przedstawienia równania redoks w postaci szkieletowej

KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ ↔ MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + H₂0

Z tego równania szkieletowego w formie cząsteczkowej układamy równanie jonowe.

MnO₄^- + Fe²⁺ + H₃O⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ + H₂O

i piszemy reakcje połówkowe dla utleniacza i reduktora, bilansując równocześnie wymienione elementy

Mn⁺⁷ + 5e^- → Mn⁺² / ⋅2

Fe⁺² - e^- → Fe⁺³ / ⋅10

Współczynnik z równań połówkowych wprowadzonych do szkieletu jonowego

2MnO₄^- + 10Fe²⁺ + H₃O⁺ → 2Mn²⁺ + 10Fe³⁺ + H₂O

II. Część doświadczalna

Doświadczenie 1

Przebieg doświadczenie:

Do czterech próbówek wlać kolejno po:

• 1/5 objętości manganianu(VII) potasu oraz 1 kroplę stężonego kwasu siarkowego(VI)

• 1/5 objętości dwuchromianu(VI) potasu zakwaszonego HCl

• 1/5 objętości roztworu jodu w jodku potasowym

• 1/5 objętości roztworu jodku potasowego zakwaszonego stężonym kwasem siarkowym(VI)

Następnie roztwory we wszystkich próbówkach dzielimy na dwie części i dodajemy

• roztworu siarczanu(VI) żelaza(II)

• roztworu chlorku cyny

• roztworu siarczku sodowego

• roztworu nadtlenku wodoru

Opracowanie wyników:

Nazwa roztworu	Barwa roztworu w próbówce
		Nr 1	Nr 2	Nr 3	Nr 4
Próbówka z roztworem wzorcowym	Fioletowy	pomarańczowy	czerwony	żółty
Próbówka z badanym roztworem	Fioletowy brązowy	Gęsta warstwa odróżniająca się od reszty	brak	czerwony

Doświadczenie 2

Przebieg doświadczenie:

Do czterech próbówek zawierających 1/5 objętości manganianu(VII) potasu dodajemy:

• 1cm³ wodorotlenku sodowego - roztwór alkaliczny

• 1cm³ wody destylowanej - roztwór obojętny

• 1-3 kropli kwasu siarkowego(VI) roztwór kwaśny

• próbówka wzorcowa

do sporządzonych roztworów dodajemy szczyptę stałego siarczanu(IV) sodowego

Opracowanie wyników:

• wzorzec - kolor fioletowy

• pierwsza - kolor brązowy

• druga - kolor brązowy

• trzecia - kolor pomarańczowy

Doświadczenie 3

Przebieg doświadczenie:

Do trzech próbówek zawierających manganian (VII) potasu wsypać:

• do drugiej kwas siarkowy(VI)

• do trzeciej kwas octowy

i do obu jednocześnie wsypujemy taką samą ilość bromku potasowego

Opracowanie wyników:

Pierwsza próbówka - czas 2 sekundy

Druga i trzecia próbówka - czas 30 sekund

Doświadczenie 4

Przebieg doświadczenie:

Wlewamy 1/5 objętości próbówki jodku potasowego i zakwasić stężonym kwasem siarkowym(VI). Dodajemy jedną krople nadtlenku wodoru i około 3 cm³ chloroformu.

Opracowanie wyników:

1. MnO₄^- + Br^- + H₃O⁺ → Mn²⁺ + Br₂ + H₂O

Mn⁷⁺ + 5e^- → Mn²⁺

2Br^- - 2e^- → Br₂⁰

2MnO₄^- + 10Br^- + H₃O⁺ → 2Mn²⁺ + 5Br₂ + H₂O

2. MnO₄^- + SO₃^2- + H₃O⁺ → Mn²⁺ + SO₄^2- + H₂O

Mn⁷⁺ + 5e^- → Mn²⁺

S⁴⁺ - 2e^- → S⁶⁺

2MnO₄^- + 10SO₃^2- + H₃O⁺ → 2Mn²⁺ + 5SO₄^2- + H₂O

3. MnO₄^- + SO₃^2- + H₂O → MnO₂ + SO₄^2- + OH^-

Mn⁷⁺ + 3e^- → Mn⁴⁺

S⁴⁺ - 2e^- → S⁶⁺

2MnO₄^- + 3SO₃^2- + H₂O → 2MnO₂ + 3SO₄^2- + OH^-

4. MnO₄^- + I^- + H₃O⁺ → Mn²⁺ + I₂ + H₂O

Mn⁷⁺ + 5e^- → Mn²⁺

2I^- - 2e^- → I₂0

2MnO₄^- + 10I^- + H₃O⁺ → 2Mn²⁺ + 5I₂ + H₂O

5. Cr₂O₇^2- + I^- + H₃O⁺ → Cr³⁺ + I₂ + H₂O

Cr⁶⁺ + 3e^- → Cr³⁺

2I^- - 2e^- → I₂⁰

2Cr₂O₇^2- + 6I^- + H₃O⁺ → 4Cr³⁺ + 3I₂ + H₂

6. Cr₂O₇^2- + Cl^- + H₃O⁺ → Cr³⁺ + Cl₂ + H₂O

Cr⁶⁺ + 3e^- → Cr³⁺

2Cl^- - 2e^- → Cl₂⁰

2Cr₂O₇^2- + 6Cl^- + H₃O⁺ → 4Cr³⁺ + 3Cl₂ + H₂O

7. Fe³⁺ + Br^- → Fe²⁺ + Br₂

Fe³⁺ + e^- → Fe²⁺

2Br^- - 2e^- → Br₂⁰

2Fe³⁺ + 2Br^- → 2Fe²⁺ + Br₂

8. Fe³⁺ + Cl^- → Fe²⁺ + Cl₂

Fe³⁺ + e^- → Fe²⁺

2Cl^- - 2e^- → Cl₂⁰

2Fe³⁺ + 2Cl^- → 2Fe²⁺ + Cl₂

9. S^2- + I₂ → S + I^-

S^2- - 2e^- → S⁰

I₂⁰ + 2e^- → 2I^-

S^2- + I₂ → S + 2I^-

10. Cu + NO₃^- + H₃O⁺ → Cu²⁺ + NO + H₂O

Cu⁺ - e^- → Cu²⁺

N⁵⁺ + 3e^- → N²⁺

3Cu + NO₃^- + H₃O⁺ → 3Cu²⁺ + NO + H₂O

11. MnO₄^- + Sb³⁺ + H₃O⁺ → Mn²⁺ + Sb⁵⁺ + H₂O

Mn⁷⁺ + 5e^- → Mn²⁺

Sb³⁺ - 2e^- → Sb⁵⁺

2MnO₄^- + 5Sb³⁺ + H₃O⁺ → 2Mn²⁺ + 5Sb⁵⁺ + H₂O

12. Cr³⁺ + Cl₂ + OH^- → CrO₄^2- + Cl^- + H₂O

Cr³⁺ - 3e^- → Cr⁶⁺

Cl₂⁰ + 2e^- → 2Cl^-

Cr³⁺ + Cl₂ + OH^- → CrO₄^2- + Cl^- + H₂O

13. Fe(CN)₆^4- + I₂ → Fe(CN)₆^3- + I^-

Fe²⁺ - e^- → Fe³⁺

I₂⁰ + 2e^- → 2I^-

2Fe(CN)₆^4- + I₂ → 2Fe(CN)₆^3- + 2I^-

14. Br^- + SO₄^2- + H₃O⁺ → Br₂ + SO₂ + H₂O

2Br^- - 2e^- → Br₂⁰

S⁶⁺ + 2e^- → S⁴⁺

2Br^- + SO₄^2- + H₃O⁺ → Br₂ + SO₂ + H₂O

15. FeSO₄ + HNO₃ + H₂SO₄ ↔ Fe₂(SO₄)₃ + NO + H₂O

Fe²⁺ - e^- → Fe³⁺

N⁵⁺ + 3e^- → N²⁺

6FeSO₄ + HNO₃ + H₂SO₄ ↔ 3Fe₂(SO₄)₃ + NO + H₂O

16. K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ ↔ K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

Cr⁶⁺ + 3e^- → Cr³⁺

S⁴⁺ - 8e^- → S¹²⁺

8K₂Cr₂O₇ + 24H₂S + H₂SO₄ ↔ K₂SO₄ + 8Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

17. Na₃AsO₃ + I₂ + NaOH ↔ Na₃AsO₄ + NaI + H₂O

As³⁺ - 2e^- → As⁵⁺

I₂⁰ + 2e^- → 2I^-

Na₃AsO₃ + I₂ + NaOH ↔ Na₃AsO₄ + 2NaI + H₂O

18. Cr₂O₇^2- + Sn²⁺ + Cl^- + H₃O⁺ → Sn⁴⁺ + Cr³⁺ + Cl₂ + H₂O

Cr⁶⁺ + 3e^- → Cr³⁺

Sn²⁺ - e^- → Sn⁴⁺

2Cl^- - 2e^- → Cl₂⁰

2Cr₂O₇^2- + 3Sn²⁺ + 6Cl^- + H₃O⁺ → 3Sn⁴⁺ + 4Cr³⁺ + 3Cl₂ + H₂O

19. KI + H₂SO₄ + H₂O₂ ↔ I₂ + H₂O + K₂SO₄

2H²⁺ + 2e^- → 2H⁺

2I^- - 2e^- → I₂⁰

2KI + H₂SO₄ + H₂O₂ ↔ I₂ + H₂O + K₂SO₄

20. KMnO₄ + H₂SO₄ + H₂O₂ ↔ MnSO₄ + H₂O + O₂ + K₂SO₄

Mn⁷⁺ + 5e^- → Mn²⁺

H²⁺ + e^- → H⁺

10KMnO₄ + H₂SO₄ + H₂O₂ ↔ MnSO₄ + H₂O + O₂ + 5K₂SO₄

21. KMnO₄ + H₂SO₄ + H₂O₂ ↔ MnO₂ + H₂O + O₂ + K₂SO₄

Mn⁷⁺ + 3e^- → Mn⁴⁺

H²⁺ + e^- → H⁺

6KMnO₄ + H₂SO₄ + H₂O₂ ↔ MnO₂ + H₂O + O₂ + 3K₂SO₄

22. KMnO₄ + NaOH + Na₂SO₃ ↔ Na₂MnO₄ + K₂MnO₄ + H₂O + Na₂SO₄

Mn⁷⁺ - 6e^- → Mn¹³⁺

S⁵⁺ - e^- → S⁶⁺

KMnO₄ + NaOH + 6Na₂SO₃ ↔ Na₂MnO₄ + K₂MnO₄ + H₂O + 6Na₂SO₄

---