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

              S2- - 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 S2- 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)63-, Cr2O72-, SO42-, NO3-, SO32- i inne. Jony zespolone o właściwościach utleniających w reakcjach z reduktorami tworzą niekiedy jony zespolone o niższym stopniu utlenienia atomu utleniacza, takie, jak: MnO42-, SO32-, NO2-, albo też jony proste Mn2+, Cr3+, S2- itp. Często w tych reakcjach powstają tlenki na niższym stopniu utlenienia, np.: NO, NO2, SO2. Podobnie zachodzi utlenianie jonów zespolonych o charakterze reduktorów, np.:

              MnO42-               ®               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: