I Wstęp teoretyczny:

1.Reakcje redoks:

Jest to typ reakcji polegający na wymianie elektronu między czynnikiem redukującym (reduktorem), oddającym elektron i czynnikiem utleniającym (utleniaczem), pobierającym elektron. Cały ten proces zachodzi w myśl równania:

Reduktor utleniacz + elektron

Przykładem może być ogniwo złożone z blaszek platynowych i roztworów jonów Fe³⁺ i I^- , będących 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.

W całym układzie przebiegła reakcja:

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

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

utleniacz 2 + reduktor 1 reduktor 2 + utleniacz 1

2. Stopień utlenienia:

Stopniem utlenienia pierwiastka nazywamy, wchodzącego w skład określonej substancji nazywamy liczbę dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych, które przypisalibyśmy atomom tego pierwiastka, gdyby cząsteczki tej substancji miały budowę jonową. Ze stopniem utlenienia są związane pewne reguły:

• Suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczki obojętnej wynosi zero, natomiast wchodzących w skład jonu jest równa wartościowości jonu.

• Pierwiastki w stanie wolnym mają przypisany stopień utlenienia 0.

• Fluor we wszystkich swych połączeniach występuje na -1 stopniu utlenienia.

• Tlen w większości swych połączeń występuje na -2 stopniu utlenienia. Wyjątek stanowią nadtlenki np. MgO₂, gdzie jest na -1 stopniu utlenienia. W ponadtlenkach tlen występuje na -1/2 stopniu utlenienia np. w Na₂O. W OF₂ tlen z kolei występuje na +2 stopniu utlenienia.

• Wodór przyjmuje w swych związkach +1 stopień utlenienia. Wyjątek stanowią wodorki litowców i berylowców, gdzie stopień utlenienia wodoru jest równy -1.

Stopień utlenienia podaje się jako liczbę arabską ze znakiem + lub - umieszczoną za nazwą lub symbolem pierwiastka. Czasem też oznaczenia stopnia utlenienia umieszcza się nad symbolami chemicznymi.

3. Potencjał redoks:

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

E⁰ - potencjał normalny (standardowy)

R - stała gazowa - 8,314 J/K*mol

T - temperatura bezwzględna wyrażona w Kelvinach (K)

N - liczba elektronów biorąca udział w reakcji

F - stała Faradaya - 96 490 C/mol

a_utl, a_red - aktywności utleniacza i sprzężonego z nim reduktora

Gdy a_{utl =} a_red, wtedy E = E⁰, a układ osiąga potencjał normalny.

Współzależność aktywności i stężenia jest wyrażona wzorem: a=fc. Gdy przyjmiemy, że f_utl = f_red wtedy otrzymamy wyrażenie na wartość potencjału układu redoks:

4. Szereg napięciowy metali:

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

Wodór, którego potencjał przyjęto umownie za zerowy dzieli metale na dwie grupy: metale 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 sa 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.

5. Szereg potencjałów normalnych układów redoks:

Zestawienie to zaczyna się od silnych reduktorów, a kończy na silnych utleniaczach. Należy tu zwrócić szczególną uwagę na dwa układy redoks, bezpośrednio odnoszące się do wody. W praktyce odpowiadaja one działaniu wody jako utleniacza i reduktora. Można je zapisać w nastepujący sposób:

Znajomość normalnych potencjałów elektrod metalicznych, gazowych i redoksowych umożliwia obliczenie siły elektromotorycznej ogniwa, złożonego z dwóch półogniw.

6. Moc utleniacza i reduktora:

• Najsilniejsze działanie utleniające wykazują jony metali o najwyższych potencjałach normalnych: Au⁺, Au³⁺, Pt²⁺itd.

• Najsilniejszymi środkami redukującymi są metale położone na początku szeregu napięciowego, wykazujące najbardziej ujemne potencjały 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.