Scan0006 (55)

Utlenienie poleca un oddaniu dekli unti( i‘i\v) |• i - < . Hluiu luli jnit <*> . \\ hj. iiiH

jest z podwyższeniem jego stopnia utlenienia

red/ - ni e <-> utl/    lub    red/ <-> utl\ -I- ii| o

Redukcja polega na pobraniu elektronu(-ów) przez atom, jon lub c/ąsUr/kę, co jest związane z obniżeniem stopnia utlenienia: utl2 ¹ 112 red₂    lub    utl₂ <-> red₂ + n₂ e"

.leżeli forma utleniona utl] redukuje się w procesie redoks do sprzężonej /. nią formy u<-_tłukowanej red], to jednocześnie utlenia się forma zredukowana red₂ do swop i I oi my utlenionej utl₂:

n. utli + ni rar/₂<-> n₂ red] + ni utl₂.

Ib / -lt lady

Fe³⁺ + Sn²⁺ Fe²⁺ + Sn⁴⁺

ml ml)    Fe³' + e *-> Fe²' | • 2    reakcja redukcji

‘■.‘i uli.)    Sn²⁺ - 2e<-> Sn⁴⁺    reakcja utlenienia

2 Fe³⁺ + Sn²⁺ 2 Fe²⁺ + Sn⁴⁺

i- ulu ja redoks może przebiec tylko wtedy, gdy w układzie znajduje się substan-■ i > 1 lora może oddać elektron(y) i druga która może je przyjąć, np.:

so₂ + N0₂ + FI₂0 -> h₂so₄ + NO

utl// red₂    N⁴’ + 2 e' —> N²¹    reakcja redukcji

red)/ Utl2    S⁴' - 2 e' —> S⁶"    reakcja utlenienia

H₂S + HCIO H₂S0₄ + HC1

11" ł- 2 e‘ —> Cl' | ■ 8 | • 4 reakcja redukcji - 8 e"—> S⁶’ | • 2 | • 1 reakcja utlenienia

11 ,S + 4IIC10 H₂S0₄ + 4HC1

Pofencjał redoks układu, E

Układ złożony z formy zredukowanej i odpowiadającej jej formy utlenionej nazywamy sprzężoną parą utleniacz-reduktor (redoks). Układ taki posiada charakterystyczną wartość potencjału. Miarą ilościową zdolności utleniającej danego układu redoks jest jego potencjał utleniająco-redukujący E opisany równaniem Nemsta:

lub

[utl] [red] ’

„ RT, \utl E=E +—-ln-p—E nF [red ]

„ po , 0-059 E=E +-log

gdzie:

E° - potencjał normalny,

n - liczba elektronów biorąca udział w reakcji,

4 IM)

flliłhl gM/łlWH,

slnla 1'iiiiulityii

i łm	1 dLi l <	■ 111'. i |i 51'c ' 1	MnOi, 1 Sil' > 5be
I ■ ' . ►F		■>" w	1 [Fe^2']
Mii( b	1 sn^1	i 5 c*-> Mn^2'	+ 4H20 E 2+ =1 Mn04 /Mn

_£0| 0.059    [Mn()„ ||lrp

5    ^    [Mn²' |

Im większa wartość potencjału redoks, tym silniejsze właściwości ullruiuj _;

^{1 !} np* układ. Znając wartości potencjałów normalnych redoks, można pi ■ I możliwość zajścia reakcji i jej kierunek między dwoma układami l"« il "m/liwa tylko wtedy, gdy ich potencjały są różne, a im większa jest ndm ■ '■ |'"lencjalów, tym reakcja zachodzi energiczniej.

' • W Potencjały normalne niektórych układów utleniająco redukujących (redoks)

Reakcja potencjałotwórcza	Układ redoks	Potencjał, F” | V
1^;c(OH)3 + e «-» Fe(OH)2 + OH'	Fe^3+/Fe^2+	- 0.56
' U ' + 4 H20 + 3e ~Cr(OH)3 + 5 OH’	Cr04^2- / Cr^3"	-0.12
' I2 + 2e +-+ 2 P	12 / 2F	0.54
Mn04' + e‘ Mn04^2~	Mn04'/Mn04^2’	0.54
MnO<(‘ + 2H20 + 3e' *-* Mn02 + 40H’	Mn04‘ / Mn02	0.57
Fe^3+ + e <-» Fe^2+	Fe^3+/Fe^2+	0.61
NOP+ 4H^++ 4e *-* NO + 2 H20	N037 NO	0.96
CrjQ7^2' + 14H^++ 6e <-► Cr^3+ + 7H20	Cr207^2' / Cr^3+	1.33
Mn04' + 8H^+ + 5e Mu^2+ + 4H20	Mn047Mn^2+	1.52

pływ środowiska na przebieg reakcji redoks

",'k‘;/.ość reakcji redoks do swego przebiegu wymaga udziału związków lub |o • nie wymieniających elektronów (bez zmiany stopnia utlenienia). Są to prze a/.ni o jony H⁺, OH' lub H₂0 stanowiące tzw. środowisko reakcji. Dany układ ■ doks może ponadto zmienić swoją zdolność do utleniania w zależności od śm d"wiska, w którym przebiega reakcja, a niewłaściwy dobór kwasowości roztworu 11 ii i/e spowodować zahamowanie jej przebiegu.

I tak np.: dla typowego układu redukcji Mn(VII) w jonie manganianowym tui h środowisko reakcji jest w stanie zmienić całkowicie przebieg równania u iiki ji i produkty:

— środowisko kwaśne MnOf + 8H⁺ + 5 e'—> Mn²' + 4H₂0 E° = 1,59 V

r. fioletowy    r. bezbarwny

10