Nr ćw. 10, 11	Data 21.04.2009r.	Imię i Nazwisko Maria Szłapka	Wydział Technologii Chemicznej	Semestr II	Grupa 9 Nr lab. V
Prowadzący: dr inż. Bożena Karbowska		Temat1: Reakcje utleniania i redukcji. Temat2: Reakcje utleniania i redukcji II.			Ocena

1. Wstęp teoretyczny:

I.I. Reakcje redoks:

Jest to typ reakcji, który polega na wymianie elektronu pomiędzy czynnikiem redukującym (reduktorem), oddającym elektron, a czynnikiem utleniającym (utleniaczem), pobierającym elektron.

PrzykÅ‚adem może być ogniwo zÅ‚ożone z blaszek platynowych i roztworów jonów Fe³⁺ i I^- , bÄ™dÄ…cych
w dwóch naczyniach połączonych mostkiem elektrolitycznym, zapewniającym przepływ elektronów
z jednego naczynia do drugiego. Następnie, gdy zamkniemy obwód roztwór jodków najpierw żółknie, następnie brązowieje.

W naczyniu z jonami jodkowymi przebiegła reakcja:

Zgodnie ze schematem:

reduktor 1 utleniacz 1 + ne

W naczyniu tym zaszła reakcja utleniania i polega ona na oddaniu elektronów. Sam jod jest w tym przypadku reduktorem.

W naczyniu z jonami żelaza zaszła reakcja:

Zgodnie ze schematem: utleniacz 2 + ne reduktor 2

W tej części układu zaszła reakcja redukcji (przejście jonów żelazowych w żelazawe), polegająca na pobraniu elektronów. Żelazo jest zatem utleniaczem.

Żadna z tych reakcji nie może istnieć osobno. Oba roztwory nie ulegają zmianom tak długo, dopóki są izolowane, dopiero po kontakcie tych dwóch części układu może zajść reakcja zgodna
z ogólnym schematem:

utleniacz ₂ + reduktor ₁ + ne reduktor ₂ + utleniacz ₁ + ne, czyli

utleniacz ₂ + reduktor ₁ reduktor ₂ + utleniacz ₁

I.II. Stopień utlenienia:

Stopniem utlenienia pierwiastka nazywamy liczbę dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych, które można by przypisać atomom tego pierwiastka, gdyby cząsteczki tej substancji miały budowę jonową. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczki obojętnej wynosi zero, natomiast wchodzących w skład jonu jest równa wartościowości jonu.

I.III. Potencjał redoks:

Potencjał redoks jest wielkością charakteryzującą dany układ pod względem jego właściwości redoks. Można go obliczyć ze wzoru Nernsta:

,

I.IV. Szereg napięciowy metali:

Szereg napięciowy metali prezentuje nam ułożone wartości potencjałów metali i wodoru (najczęściej od najmniejszego do największego).

-3,04V

-2,9V

-2,90V

-2,86V

-2,36V

-1,75V

-1,69V

-1,40V

-1,18V

-0,76V

-0,74V

-0,44V

-0,40V

-0,28V

-0,26V

-0,14V

-0,14V

0V

0,32V

0,34V

0,80V

0,85V

1,20V

1,52V

mogą wypierać wodór z kwasów nie wypierają wodoru z kwasów

Li K Ba Ca Mg Ti Al U Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Bi Cu Ag Hg Pt Au

Wodór, którego potencjał jest umownie przyjęty jako 0V dzieli metale na dwie grupy: szlachetne(i półszlachetne) oraz metale nieszlachetne. Te pierwsze mają potencjał wyższy od potencjały wodoru i nie są w stanie wyprzeć wodoru z kwasu, w związku z czym są nierozpuszczalne w kwasach nieutleniających. Można je jedynie rozpuścić działając na nie silnymi utleniaczami. Z kolei metale leżące przed wodorem mają potencjał niższy od wodoru i są w stanie wyprzeć wodór z kwasu i one rozpuszczają się w kwasach beztlenowych.

I.V. Moc utleniacza i reduktora:

• Najsilniejsze dziaÅ‚anie utleniajÄ…ce wykazujÄ… jony metali o najwyższych potencjaÅ‚ach normalnych, np.: Au⁺, Au³⁺, Pt²⁺.

• Najsilniejszymi Å›rodkami redukujÄ…cymi sÄ… metale poÅ‚ożone na poczÄ…tku szeregu napiÄ™ciowego, wykazujÄ…ce najbardziej ujemne potencjaÅ‚y normalne: Li, Rb, K, Cs, Ba itd.

• Ważniejsze utleniacze: nadmanganian potasu, nadsiarczan amonowy, dwuchromian
  i chromian potasowy lub sodowy, nadtlenek wodoru, podchloryn sodowy, bram, jod, chloramina T, nadjodan potasowy.

• Ważniejsze reduktory: sole chromowe (Cr²⁺), żelazawe (Fe²⁺), cynawe (Sn²⁺), tytanawe (Ti³⁺), siarczyny, azotyny, nadtlenek wodoru, hydroksyloamina, hydrazyna, kwas askorbinowy, kwas szczawiowy i kwas mrówkowy.

I.VI. Amfotery redoks:

Związki, które w zależności od tego czy reagują z silnym utleniaczem, czy z silnym reduktorem są albo reduktorami, albo w drugim przypadku utleniaczami nazywanymi amfoterami redoks. Są to najczęściej jony lub cząsteczki zawierające pierwiastki na pośrednim stopniu utlenienia (np.: Mn(IV)
i Mn(VI), bowiem występują na pośrednim stopniu utlenienia, mogą zatem obniżyć swój stopień utlenienia lub podwyższyć go).

I.VII. Woda utleniona jako utleniacz oraz reduktor w reakcjach redoks:

Jest to typowy amfoter redoks, stosowany częściej jako utleniacz. Jest wygodny
w stosowaniu, bowiem nie powoduje wprowadzenia żadnego dodatkowego jonu do badanego roztworu. Nadmiar nadtlenku wodoru rozkłada się łatwo przez wygotowanie , wydziela się przy tym tlen, zgodnie z reakcją:
. 30 % roztwór
zwany jest perhydrolem i w tej postaci nadtlenek wodoru jest przechowywany. Przy dłuższym przechowywaniu zachodzi rozkład tej substancji.

W reakcjach z reduktorami nadtlenek wodoru reaguje według pierwszego równania, np. z jonami jodkowymi:

(H₂O₂ jako utleniacz)

W reakcjach z utleniaczami nadtlenek wodoru działa jak reduktor np.:

(H₂O₂ jako reduktor)

Temat₁: Reakcje utleniania i redukcji I.

2. Przebieg doświadczenia:

II.I. Redukcja przez metal:

Na blaszki: miedziowÄ…, cynowÄ… i glinowÄ… nanosiliÅ›my przy pomocy pipet kapilarnych po jednej kropli nastÄ™pujÄ…cych soli: Hg²⁺, Hg²⁺₂, Ag⁺, Cu²⁺, Bi³⁺, Zn²⁺. Po kilku minutach przemyliÅ›my blaszki wodÄ… destylowanÄ…. ZaobserwowaliÅ›my nastÄ™pujÄ…ce zabarwienia pÅ‚ytki:

II.I.I. Blaszka miedziowa (przemyta wodÄ… utlenionÄ… posiada E_Cu = 0,34 V):

Hg²⁺ biaÅ‚y; potencjaÅ‚ normalny +0,85V > E_Cu

Hg₂²⁺ żółtozielony; potencjaÅ‚ normalny +0,79V > E_Cu

Ag²⁺ ciemnozielony; potencjaÅ‚ normalny +0, 80V > E_Cu

Cu²⁺ miedziany ; potencjaÅ‚ normalny +0,34V

Bi²⁺ różowy; potencjaÅ‚ normalny +0,20V < E_Cu

Zn²⁺ kremowy; potencjaÅ‚ normalny -0,76 < E_Cu

ZachodzÄ…ce reakcje:

• 
  

• 
  

• 
  

• 
  nie zajdzie reakcja

nie zajdzie reakcja

• 
  nie zajdzie reakcja

• 
  nie zajdzie reakcja

nie zajdzie reakcja

Zabarwienie w przypadku jonów Cu²⁺, Bi³⁺, Zn²⁺ mogÅ‚o pojawić siÄ™ na skutek niedoczyszczenia blaszki. Zgodnie z szeregiem napiÄ™ciowym metali, reakcje te nie zachodzÄ….

II.I.II. Blaszka cynowa (przemyta wodÄ… utlenionÄ… posiada E_Sn = -0,14 V):

Hg²⁺ czarny; potencjaÅ‚ normalny +0,85V > E_Sn

Hg₂²⁺ żółty; potencjaÅ‚ normalny +0,79V > E_Sn

Ag²⁺ czarny; potencjaÅ‚ normalny +0,80V > E_Sn

Cu²⁺ brÄ…zowy; potencjaÅ‚ normalny +0,34V > E_Sn

Bi²⁺ niebieski; potencjaÅ‚ normalny +0,20V > E_Sn

Zn²⁺ brak; potencjaÅ‚ normalny -0,76V > E_Sn

ZachodzÄ…ce reakcje:

• 
  

• 
  

• 
  

• 
  

• 
  

• 
  nie zajdzie reakcja

nie zajdzie reakcja

Zabarwienie w przypadku jonów Zn²⁺ mogÅ‚o pojawić siÄ™ na skutek niedoczyszczenia blaszki. Zgodnie
z szeregiem napięciowym metali, reakcje te nie zachodzą.

II.I.III. Blaszka glinowa przemyta wodÄ… utlenionÄ… posiada E_Al = -1,66 V):

Hg²⁺ biaÅ‚y; potencjaÅ‚ normalny +0,85V > E_Al

Hg₂²⁺ brak; potencjaÅ‚ normalny +0,79V > E_Al

Ag²⁺ żółty; potencjaÅ‚ normalny +0,80V > E_Al

Cu²⁺ bordowy; potencjaÅ‚ normalny +0,34V > E_Al

Bi²⁺ ciemnoszary; potencjaÅ‚ normalny +0,20V > E_Al

Zn²⁺ szary; potencjaÅ‚ normalny -0,76V > E_Al

ZachodzÄ…ce reakcje:

• 
  

• 
  

• 
  

• 
  

• 
  

• 
  

II.II. Własności utleniające jonów wodorowych:

II.II.I. W czterech probówkach umieÅ›ciliÅ›my po jednym opiÅ‚ku żelaza, glinu, cynku i magnezu. NastÄ™pnie dodaliÅ›my okoÅ‚o 2cm³ stężonego kwasu solnego.

HCl

1. Fe II. Al III. Zn IV. Mg

We wszystkich probówkach nastÄ…piÅ‚o wydzielanie siÄ™ wodoru. W probówkach III i IV reakcja zaszÅ‚a samorzutnie, natomiast, aby zaobserwować wydzielanie H₂ w probówkach I i II musieliÅ›my podgrzać badane próby palnikiem gazowym. W przypadku probówki z opiÅ‚kiem żelaza reakcja zachodziÅ‚a z najmniejsza intensywnoÅ›ciÄ…. Najbardziej efektownie reagowaÅ‚ magnez. Z czasem zaczęła przebiegać gwaÅ‚towna reakcja, wytwarzajÄ…c „piana” Å›wiadczÄ…ca o rozpuszczaniu magnezu. We wszystkich tych reakcjach metale użyte w doÅ›wiadczeniu wypieraÅ‚y wodór z kwasu beztlenowego.

ZachodzÄ…ce reakcje:

1. 
   

2. 
   

3. 
   

4. 
   

II.II.II. W czterech probówkach umieÅ›ciliÅ›my po jednym opiÅ‚ku żelaza, glinu, cynku i magnezu. NastÄ™pnie dodaliÅ›my okoÅ‚o 2cm³ 6M NaOH.

NaOH

1. Fe II. Al III. Zn IV. Mg

Po dodaniu NaOH również zaobserwowaliśmy wydzielanie się wodoru w probówkach. Reakcje zachodziły wolniej niż w przypadku dodawania HCl. Reakcja z magnezem nie zachodzi.

ZachodzÄ…ce reakcje:

1. 
   
   

2. 
   

3. 
   

4. Reakcja nie zaszła

II.III. Moc utleniaczy i reduktorów - przewidywanie reakcji redoks.

II.III.I. Do probówki z 2cm³ roztworu Na₂SO₃ dodaliÅ›my kilka kropel żółtawego 0,01M jodku potasu J₃^-. ZaobserwowaliÅ›my odbarwienie roztworu.

II.III.II. Do probówki z 2cm³ roztworu NaNO₂ dodaliÅ›my kilka kropel 2M HCl oraz KI. Po dodaniu skrobi zaobserwowaliÅ›my fioletowo-niebieskie zabarwienie, które Å›wiadczy o obecnoÅ›ci jodu. WczeÅ›niej roztwór byÅ‚ bezbarwny.

gdzie:
- potencjaÅ‚y reagentów, n₁,n₂ - Å‚adunki reagentów

II.IV. Wpływ temperatury na kierunek reakcji redoks.

II.IV.I. Do ok. 2cm³ 0,1M szczawianu amonu ( o wzorze: [(NH₄)₂C₂O₄]) dodaliÅ›my kilka kropel 2M H₂SO₄. Po dodaniu kwasu siarkowego nie zaobserwowaliÅ›my żadnych widocznych zmian (roztwór nadal byÅ‚ bezbarwny). NastÄ™pnie po dodaniu 0,01M KMnO₄ roztwór zabarwiÅ‚ siÄ™ na fioletowo. Po jakimÅ› czasie roztwór odbarwia siÄ™.

II.IV.II. Przyrządziliśmy taką samą próbę jak w pkt II.IV.I. i następnie ogrzaliśmy ją nad palnikiem gazowym . Zaobserwowaliśmy odbarwienie roztworu- szybsze niż w pkt II.IV.I.

II.IV.III. Do 1cm³ 6% H₂O₂ dodaliÅ›my kilka kropel 2M NaOH oraz kilka kropli soli Cr³⁺. Roztwór zabarwiÅ‚ siÄ™ na jasnożółty. Po dodaniu Pb²⁺ nastÄ…piÅ‚a gwaÅ‚towna reakcja i zaobserwowaliÅ›my pojawienie siÄ™ pomaraÅ„czowego osadu. W drugiej probówce, którÄ… ogrzewaliÅ›my, schÅ‚odziliÅ›my,
a nastÄ™pnie dodaliÅ›my Pb²⁺ również zaobserwowaliÅ›my pojawienie siÄ™ pomaraÅ„czowego osadu

• 
  
  

II.IV.IV. Do probówki wsypaliÅ›my niewielkÄ… ilość staÅ‚ego PbO₂, dodaliÅ›my 2cm³ 2M HNO₃ i kilka kropel roztworu jonów Mn²⁺. ZaobserwowaliÅ›my brÄ…zowo-popielaty kolor osadu. Takie zabarwienie osadu Å›wiadczy o obecnoÅ›ci manganu na +IV stopniu utlenienia. Mangan w tej reakcji zmieniaÅ‚ swój stopieÅ„ utlenienia z +II na + IV.

• 
  

III. Opracowywanie wyników:

III.I. Potencjały normalne:

• Reakcje na blaszkach: miedziowej, cynowej i glinowej zachodzÄ… tam, gdzie potencjaÅ‚ czystego metalu ( w postaci blaszki) jest niższy od potencjaÅ‚u metalu znajdujÄ…cego siÄ™ w roztworze, tzn. metale o potencjale niższym mogÄ… wypierać metale o potencjale wyższym z roztworów.

• Kierunek reakcji zależy od umiejscowienia metalu w szeregu napiÄ™ciowym (od jego potencjaÅ‚u). Zawsze metal, który ma potencjaÅ‚ niższy wypiera z roztworu ten o potencjale wyższym.

III.II. Wydzielanie wodoru podczas reakcji metalu w środowisku kwaśnym lub zasadowym:

• Wydzielanie wodoru w reakcji metali z kwasem solnym należy tÅ‚umaczyć poÅ‚ożeniem ich
  w szeregu napięciowym. Wodór w tym przypadku miał potencjał wyższy niż wszystkie metale biorące udział w doświadczeniu. Mógł on być dlatego wypierany z kwasu przez metale
  o potencjałach niższych.

• W przypadku reakcji w Å›rodowisku zasadowym ( podczas dodawania NaOH) reakcje zachodziÅ‚y tylko tam, gdzie braÅ‚y udziaÅ‚ metale bÄ™dÄ…ce amfoterami. W reakcjach tych powstawaÅ‚y zwiÄ…zki kompleksowe i nastÄ™powaÅ‚o wydzielanie wodoru. W przypadku opiÅ‚ku magnezu reakcja nie zaszÅ‚a, gdyż nie wykazuje on wÅ‚aÅ›ciwoÅ›ci amfoterycznych.

III.III. Obliczanie stałych równowagi dla wykonanych reakcji redoks:

Do obliczenia wykorzystujemy wzór:

• 
  i
  to potencjały normalne

• n₁ i n₂ to liczba elektronów biorÄ…cych udziaÅ‚ w reakcji utleniania i redukcji

Tabela 1 Obliczanie stałych równowagi reakcji redoks

Jon	Obliczanie stałej równowagi (blaszka miedziowa)	Obliczanie stałej równowagi (blaszka cynowa)	Obliczanie stałej równowagi (blaszka glinowa)
Hg^2+	=34,6	ØÜØÜØÜØÜ=ØÜ1−ØÜ2ØÜ1∙ØÜ20,059 =67,1 ØÜ=ØßØßØßØß,Øß≈Øß,ØßØß∙ØßØßØßØß	ØÜØÜØÜØÜ=ØÜ1−ØÜ2ØÜ1∙ØÜ20,059 =255,25
Hg2^2+	=30,5	ØÜØÜØÜØÜ=ØÜ1−ØÜ2ØÜ1∙ØÜ20,059 =63,05 ØÜ=ØßØßØßØß,ØßØß≈Øß,ØßØß∙ØßØßØßØß	ØÜØÜØÜØÜ=ØÜ1−ØÜ2ØÜ1∙ØÜ20,059 =249,15
Ag^+	=15,6	ØÜØÜØÜØÜ=ØÜ1−ØÜ2ØÜ1∙ØÜ20,059 =31,9 ØÜ=ØßØßØßØß,Øß≈Øß,ØßØß∙ØßØßØßØß	ØÜØÜØÜØÜ=ØÜ1−ØÜ2ØÜ1∙ØÜ20,059 =125,1
Cu^2+		ØÜØÜØÜØÜ=ØÜ1−ØÜ2ØÜ1∙ØÜ20,059 =32,5 ØÜ=ØßØßØßØß,Øß≈Øß,ØßØß∙ØßØßØßØß	ØÜØÜØÜØÜ=ØÜ1−ØÜ2ØÜ1∙ØÜ20,059 =203,4
Bi^3+		ØÜØÜØÜØÜ=ØÜ1−ØÜ2ØÜ1∙ØÜ20,059 =34,6 ØÜ=ØßØßØßØß,Øß≈Øß∙ØßØßØßØß	ØÜØÜØÜØÜ=ØÜ1−ØÜ2ØÜ1∙ØÜ20,059 =283,7
Zn^2+			ØÜØÜØÜØÜ=ØÜ1−ØÜ2ØÜ1∙ØÜ20,059 =91,5 ØÜ=ØßØßØßØß,Øß≈Øß,ØßØß∙ØßØßØßØß

III.IV. Różnice w szybkości reakcji w zależności wynikające ze zmian temperatury:

W czasie podgrzewanie probówek obserwujemy przyspieszenie reakcji pod wpływem temperatury.

• Odbarwienie roztworu, który zostaÅ‚ podgrzany nastÄ…piÅ‚o szybciej niż w przypadku, gdy roztwór znajdowaÅ‚ siÄ™ w temperaturze pokojowej (pkt II.IV.)

• Chrom szybciej zmienia swój stopieÅ„ utlenienia, gdyż pod wpÅ‚ywem temperatury substraty szybciej ze sobÄ… reagujÄ….

• PodwyższajÄ…c temperaturÄ™ mogliÅ›my również zaobserwować wydzielanie oparów amoniaku.

IV. Wnioski:

• Jony metali o niższym potencjale wypierajÄ… w reakcji te o wyższym potencjale standardowym. Metal poÅ‚ożony wyżej w szeregu napiÄ™ciowym jest wypierany z roztworu przez metal poÅ‚ożony niżej (np.: cynk wypiera z roztworu miedź, ale sam może zostać wyparty przez glin).

• W przypadku reakcji na blaszkach obserwowaliÅ›my pojawienie siÄ™ różnych kolorów mimo iż
  z szeregu napięciowego wynika, że reakcje te nie mogą zajść. Przyczyn należy dopatrywać się np.:
  w niedokładności czyszczenia blaszek. Wielokrotne użytkowanie tych samych blaszek
  w doświadczeniach mogło zakłócić przebieg reakcji.

• Metale używane przez nas w doÅ›wiadczeniu opisanym w pkt. II.II. majÄ… potencjaÅ‚ wyższy od potencjaÅ‚u wodoru dlatego reagujÄ… z kwasem solnym (czasem nawet gwaÅ‚townie). W przypadku Å›rodowiska zasadowego reakcje zachodzÄ… tylko i wyÅ‚Ä…cznie, gdy używamy metali wykazujÄ…cych wÅ‚aÅ›ciwoÅ›ci amfoteryczne.

• Podgrzewanie badanych próbek ma wpÅ‚yw na reakcje erdoks.

• Pierwiastki zmieniajÄ…ce swój stopieÅ„ utlenienia zmieniajÄ… również barwÄ™ (np. chrom, mangan).

Temat₂: Reakcje utleniania i redukcji II.

2. Przebieg doświadczenia:

II.I. Zmiany pH podczas reakcji redoks:

II.I.I. Do probówki napeÅ‚nionej ok. 2cm³ 0,1M KIO₃, dodaliÅ›my kroplÄ™ oranżu metylowego a także 0,1M HCl w celu uzyskania czerwonej barwy wskaźnika. W drugiej probówce zakwasiliÅ›my dodatkowo Å›rodowisko przy pomocy 0,1M HCl i 0,1M Na₂S₂O₃. KIO₃ w obecnoÅ›ci oranżu metylowego zabarwiÅ‚o siÄ™ na pomaraÅ„czowo, a po dodaniu 3 kropel HCl przeszedÅ‚ w kolor czerwony. Na₂S₂O₃ po dodaniu oranżu metylowego i HCl zabarwiÅ‚ siÄ™ na również na kolor czerwony. Po zmieszaniu zawartoÅ›ci obu probówek roztwór zabarwiÅ‚ siÄ™ na pomaraÅ„czowo.

ZachodzÄ…ce reakcje:

8 KIO₃ + 5 Na₂S₂O₃ + 8 HCl + H₂O 4 I₂ + 10 NaHSO₄ + 8 KCl

I⁵⁺ + 5 Ä“ I₂ |x 8

S²⁺ S⁶⁺ + 4 Ä“ |x 10

II.I.II. Na pÅ‚ytce porcelanowej zmieszaliÅ›my kilka kropli roztworu zawierajÄ…cego jony SO₃^2-
a także 0,01M jodku potasu. Papierek uniwersalny zabarwił się na brązowo.

ZachodzÄ…ce reakcje:

SO₃^2- + I₂ + H₂O SO₄^2- + 2 I^- + 2 H⁺

S⁴⁺ + 2 Ä“ S⁶⁺

I₂ 2 I^- + 2 Ä“

II.II. Przewidywanie kierunku reakcji w zależności od pH:

II.II.I. Do probówki wypeÅ‚nionej ok. 2cm³ 6% H₂O₂ dodaliÅ›my 2 krople 2M H₂SO₄, a także 0,01M jodek potasu. Roztwór, który byÅ‚ bezbarwny po dodaniu jodu zmieniÅ‚ swoje zabarwienie na ciemnopomaraÅ„czowe. W momencie, gdy dodaliÅ›my 2M NH₃ w celu zalkalizowania Å›rodowiska reakcji zaobserwowaliÅ›my odbarwienie roztworu.

ZachodzÄ…ce reakcje:

5 H₂O₂ + I₂ 2 IO₃^- + 2 H⁺ + 4 H₂O

O^- + Ä“ O^2- |x 10

I₂ 2 I⁵⁺ + 10 Ä“ |x 1

II.II.II. Do trzech probówek wprowadziliśmy odpowiednio:

KMnO₄ + Na₂S₂O₃

1. 1cm³ 2M H₂SO₄ II. 1cm³ 2M NaOH III. Åšrodowisko obojÄ™tne

1. Odbarwienie roztworu, pojawiła się mętna zawiesina

2. Zielonkawy kolor

3. Brunatne zabarwienie

ZachodzÄ…ce reakcje:

8 KMnO₄ + 12 H₂SO₄ + 5 Na₂S₂O₃ 8 MnSO₄ + 4 K₂SO₄ + 10 NaHSO₄ + 7 H₂O

[U] Mn⁷⁺ + 5 Ä“ Mn²⁺ |x 8

[R] S²⁺ S⁶⁺ + 8 Ä“ |x 10

8 KMnO₄ + 7 H₂O + 3 Na₂S₂O₃ 8 MnO2 + 6 NaHSO₄ + 8 KOH

[U] Mn⁷⁺ + 3 Ä“ Mn⁴⁺ |x 8

[R] S²⁺ S⁶⁺ + 8 Ä“ |x 6

8 KMnO₄ + 8 KOH + Na₂S₂O₃ 8 K₂MnO₄ + 2 NaHSO₄ + 3 H₂O

[U] Mn⁷⁺ + 1 Ä“ Mn⁶⁺ |x 8

[R] S²⁺ S⁶⁺ + 8 Ä“ |x 2

II.II.III. Do probówki z ok. 2cm³ NaCl dodaliÅ›my 2 krople H₂SO₄ oraz jony chloranowe w postaci KClO₃. ZaobserwowaliÅ›my różowo-czerwone zabarwienie papierka wskaźnikowego.

II.II.IV. Do probówki z ok. 2cm³ KIO₃ dodaliÅ›my 2 krople H₂SO₄ oraz jony jodkowe. ZaobserwowaliÅ›my pojawienie siÄ™ koloru brÄ…zowego. Po dodaniu do badanej próby skrobi pojawia siÄ™ charakterystyczne fioletowo-granatowe zabarwienie, Å›wiadczÄ…ce o obecnoÅ›ci jodu w badanej próbie.

ZachodzÄ…ce reakcje:

IO₃^- + 5 I^- + 6 H⁺ 3 I₂ + 3 H₂O

I^- I⁰ + Ä“ |x 5

I⁵⁺ + 5 Ä“ I⁰ |x 1

II.III. Dysproporcjonacja pod wpływem pH:

Do probówki z jodem dodaliÅ›my 2cm³ 2M NaOH i zaobserwowaliÅ›my zmianÄ™ barwy roztworu z czerwonego na bardzo jasno zielony.

II.IV. Wpływ pH na utlenianie chlorków:

II.IV.I. Do 2cm³ roztworu chlorków dodaliÅ›my kilka kropel 2M H₂SO₄ i 2cm³ 0,01M KMnO₄. Po ogrzaniu zaobserwowaliÅ›my pojawienie siÄ™ fioletowej barwy w przypadku KMnO₄. Roztwór z kwasem siarkowym VI byÅ‚ bezbarwny. Papierek jodoskrobiowy zabarwiÅ‚ siÄ™ na brÄ…zowo.

ZachodzÄ…ce reakcje:

2 KMnO₄ + 8 H₂SO₄ + 10 KCl 2 MnSO₄ + 6 K₂SO₄ + 5 Cl₂ + 8 H₂O

[U] Mn⁷⁺ + 5 Ä“ Mn²⁺ |x 2 E = 1,52 V

[R] Cl^- Cl⁰ + Ä“ |x 10 E = 1,34 V

II.IV.II. Do 2cm³ NaCl dodaliÅ›my kilka kropel 2M HNO₃ oraz odrobinÄ™ PbO₂. Po ogrzaniu sprawdziliÅ›my obecność chloru przy pomocy papierka jodoskrobiowego, który zabarwiÅ‚ siÄ™ na kolor brunatno-czarny.

ZachodzÄ…ce reakcje:

2 NaCl + 2 HNO₃ + PbO₂ Cl₂ + PbO + 2 NaNO₃ + H₂O

[R] Cl^- Cl⁰ + Ä“ |x 2 E = 1,34 V

[U] Pb⁴⁺ + 2 Ä“ Pb²⁺ |x 1 E = 1,46 V

II.IV.III. Próbę wykonaliśmy jak wyżej, stosując jedynie jako utleniacza di tlenek manganu. Roztwór ten miał czarne zabarwienie, natomiast papierek jodoskrobiowy zabarwił się w nim na kolor brunatny.

ZachodzÄ…ce reakcje:

2 NaCl + 2 HNO₃ + MnO₂ reakcja nie zachodzi

[R] Cl^- Cl⁰ + Ä“ |x 2 E = 1,34 V

[U] Mn⁴⁺ + 2 Ä“ Mn²⁺ |x 1 E = 1,28 V

Reakcja nie zachodzi, gdyż potencjał utleniacza jest mniejszy od potencjału reduktora.

III. Opracowywanie wyników:

l.p.	utleniacz	E utleniacza w środowisku		Obecność chloru w parach
				Obojętne	Kwaśne	Obojętne	Kwaśne
1	KMnO4	0,57 V	1,52 V	brak	Obecny
2	PbO2	1,46 V	1,46 V	Brak	Obecny
3	MnO2	1,69 V	1,28 V	Brak	Obecny

Wykres zależności potencjału od pH:

E[V]

E⁰(Cl) = 1,36 V

E⁰(Br) = 1,09 V E = E⁰ - 0,059· pH

E⁰(I) = 0,54 V

4. Wnioski:

• Jony metali o niższym potencjale wypierajÄ… w reakcji te o wyższym potencjale standardowym. Metal poÅ‚ożony wyżej w szeregu napiÄ™ciowym jest wypierany z roztworu przez metal poÅ‚ożony niżej (np.: cynk wypiera z roztworu miedź, ale sam może zostać wyparty przez glin).

• Reakcja zachodzi, gdy pierwiastek o wyższym potencjale jest utleniaczem.

• Reakcje redoks zawsze zachodzÄ… jednoczeÅ›nie, nie istniejÄ… oddzielnie, sÄ… nierozerwalne. Temperatura ma wpÅ‚yw na reakcje utleniania-redukcji. Im wyższe pH tym równowaga reakcji jest przesuniÄ™ta bardziej w prawo. Reakcja może zajść tylko wtedy gdy potencjaÅ‚ reduktora jest mniejszy od potencjaÅ‚u utleniacza.

(utleniacz)

(reduktor)

---