REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI

Transkrypt

1 REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI WSTĘP TEORETYCZNY Jednym z możliwych kryteriów klasyfikacji reakcji chemicznych jest wymiana elektronów między reagentami. Reakcje zachodzące z wymianą elektronów między reagującymi atomami, cząsteczkami bądź jonami nazywane są reakcjami utleniania i redukcji. Proces utlenienia nieodłącznie wiąże się z procesem redukcji gdyż jeden atom pobiera elektrony od innego atomu, lub oddaje elektrony innemu atomowi, czyli obie te reakcje są ze sobą sprzężone. Reakcje redoks mogą zachodzić poprzez bezpośrednie interakcje pomiędzy indywiduami chemicznymi pozwalające na bezpośrednie przekazywanie elektronów lub na elektrodach, które dostarczają elektronów (katoda) lub je pobierają (anoda).w reakcjach utleniania i redukcji (lub oksydacyjno-redukcyjnych) zachodzi zmiana stopni utlenienia co najmniej dwóch rodzajów atomów: utleniacza i reduktora. Cząsteczka lub jon, w którym występuje atom oddający elektrony (czyli zwiększający swój stopień utlenienia) nazywa się reduktorem (donor elektronów). Cząsteczka lub jon, w którym występuje atom pobierający elektrony (obniżający swój stopień utlenienia) nazywa się utleniaczem (akceptor elektronów). Stopień utlenienia pierwiastka jest to liczba elektronów jaką atom (bądź jon) danego pierwiastka mógłby przyjąć lub oddać gdyby utworzone wiązanie miało charakter czysto jonowy. Pojęcie stopnia utlenienia jest często wielkością umowną (formalną). Sens fizyczny można mu przypisać jeśli mówimy o stopniu utlenienia prostego jonu np. Cl -, Mg 2+. Tabela 1. Reguły określania stopnia utlenienia. Forma pierwiastka Stopień utlenienia Wyjątki pierwiastki w stanie wolnym 0 - litowce +1 berylowce +2 fluor we wszystkich związkach tlen w związkach np.: tlenki metali i niemetali, kwasy tlenowe -1-2 nadtlenki np.: H 2 O 2 : - 1; ponadtlenki np. KO 2 : -1/2; fluorek tlenu OF 2 : +2 wodór w związkach typu +1 wodorki metali np.: LiH, CaH2; 1

2 kwasy, zasady, sole, woda cząsteczki związków np.: O 2, NaCl, H 2 CO 3, KOH jony złożone np.: SO 4 2-, Fe(CN) 6 3- suma stopni utlenienia wszystkich atomów tworzących cząsteczkę jest równa zero suma stopni utlenienia wszystkich atomów tworzących jon jest równa ładunkowi jonu tutaj stopień utlenienia wodoru wynosi Przykładowe stopnie utlenienia związków biorących udział w reakcji redoks. Substancje zawierające atom lub jon zdolny do pobierania elektronów (do ulegania redukcji, do zmniejszania stopnia utlenienia) nazywa się utleniaczami. Substancje zawierające atom lub jon zdolny do oddawania elektronów (do ulegania utlenieniu, powiększania stopnia utlenienia) nazywa się reduktorami. W reakcji utleniania i redukcji reduktor oddając elektrony ulega utlenieniu tzn. przechodzi z formy zredukowanej w formę utlenioną. Utleniacz zaś pobierając elektrony ulega redukcji tzn. przechodzi z formy utlenionej w formę zredukowaną. Np. w reakcji: C + O 2 CO 2 tlen jest utleniaczem, bo przyjmuje elektrony od węgla, redukując się przy tym do jonów O 2-, a węgiel reduktorem, bo oddaje elektrony i utlenia się, w tym przypadku do C 4+. Każda reakcja chemiczna, w której zachodzi wymiana elektronów musi być zarówno reakcją utleniania jak i redukcji. Reakcje utleniania i redukcji można podzielić na trzy grupy: Zwykłe reakcje utleniania i redukcji, w których atomy pierwiastka (lub pierwiastków) pobierające elektrony i atomy pierwiastka lub pierwiastków oddające elektrony występują w różnych substancjach chemicznych np. reakcje roztwarzania metali w kwasach z utworzeniem jonów tych metali np.: Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2 3Cu + 2NO H + = 3Cu NO + 4H 2 O Reakcje dysproporcjonowania (samoutleniania i samoredukcji), w których atomami pobierającymi jak i oddającymi elektrony są atomy tego samego pierwiastka, występujące w tej samej substancji chemicznej i na tym samym stopniu utlenienia np.: 3ClO - = ClO Cl - 2S 2 O 3 2- = S 2- + S 3 O 6 2- Reakcje utleniania i redukcji wewnątrzcząsteczkowej, w których atomy pobierające i oddające elektrony występują w tej samej cząsteczce, przy czym są to atomy różnych pierwiastków lub atomy tego samego pierwiastka lecz różniące się stopniem utlenienia. 2

3 Dobór współczynników stechiometrycznych w reakcjach utleniania i redukcji wewnątrzcząsteczkowej nie wymaga stosowania specjalnych metod, związanych z bilansem elektronów i wynika wprost z bilansu atomów po obu stronach równania. Przykładem takich reakcji są reakcje rozkładu tlenków niektórych metali: 2Ag 2 O = 4Ag + O 2 lub niezwykle efektowna wizualnie reakcja rozkładu dichromianu(vi) amonu: (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O Dobieranie współczynników stechiometrycznych w reakcjach utleniania i redukcji wymaga zbilansowania wymienianych przez utleniacz i reduktor elektronów. Oznacza to, że liczby elektronów oddanych w procesie utleniania i przyjętych w procesie redukcji muszą być identyczne. Dobór współczynników w równaniach reakcji utleniania i redukcji: Współczynniki stechiometryczne w reakcjach utleniania i redukcji można dobierać dwiema metodami: metodą uwzględniania stopni utlenienia i metodą reakcji połówkowych. Tabela 1 przedstawia reguły określania stopnia utlenienia. Metoda uwzględniania stopni utlenienia : Metodę tą można zastosować do wszystkich reakcji utleniania i redukcji, a w przypadku reakcji przebiegających tylko z udziałem cząsteczek (bez udziału jonów) jest w zasadzie jedyną możliwą do zastosowania metodą. W reakcji może występować więcej niż jeden utleniacz i reduktor. Formalny stopień utlenienia może mieć wartości ułamkowe i nie musi być liczbą całkowitą. Zasady postępowania przy stosowaniu tej metody można prześledzić na dowolnym przykładzie reakcji dla której znane są substraty i produkty np.: MnO U 4+ + H 2 O = Mn 2+ + UO H + 1) Najpierw należy wyznaczyć stopnie utlenienia poszczególnych atomów, zgodnie z regułami podanymi w Tabeli 1 i ustalić te atomy, które zmieniają swój stopień utlenienia czyli utleniacz i reduktor (w reakcji może występować więcej niż jeden utleniacz lub reduktor): a. stopień utlenienia manganu w MnO - 4 : x + 4 (-2) = -1, stąd x = +7 b. stopień utlenienia uranu w U 4+ : x = +4 c. stopień utlenienia manganu w Mn 2+ : x = +2 d. stopień utlenienia uranu w UO 2+ 2 : x + 2 (-2) = +2, stąd x = +6 e. stopień utlenienia wodoru przyjęto jako równy +1, a tlenu -2, 2) Następnie należy ustalić, ile elektronów oddają atomy reduktora, a ile pobierają atomy utleniacza: Mn ē = Mn 2+ U ē = U 6+ - utleniacz - reduktor 3) W dalszej kolejności należy znaleźć najmniejsza wspólną wielokrotność dla liczby wymienianych elektronów w obu tych reakcjach, co w przypadku omawianego bilansu wymaga pomnożenia pierwszej reakcji bilansowej przez 2 a drugiej przez 5. Otrzymujemy więc: 2Mn ē = 2Mn 2+ 3

4 5U ē = 5U 6+ co po podstawieniu do omawianej reakcji daje równanie: 2MnO U 4+ + H 2 O = 2Mn UO H + 4) Ostatecznie musimy tak dobrać współczynniki stechiometryczne pozostałych reagentów, aby po obu stronach równania reakcji liczby atomów poszczególnych pierwiastków były jednakowe. W analizowanym przypadku należy zrobić bilans atomów tlenu i wodoru: 2MnO U 4+ + a H 2 O = 2Mn UO b H + bilans atomów tlenu: 8 + a = 10; stąd a = 2 bilans atomów wodoru: 2 a = b; stąd b = 4 ostatecznie reakcja powinna więc zostać zapisana następująco: 2MnO U H 2 O = 2Mn UO H + 5) Koniecznie należy sprawdzić poprawność doboru współczynników: dla reakcji zapisanej jonowo suma ładunków jonów po lewej stronie równania musi być równa sumie ładunków jonów po prawej stronie równania tej reakcji, dla reakcji zapisanej cząsteczkowo, w której występuje n różnych pierwiastków wszystkie współczynniki można ustalić bilansując n-1 różnych pierwiastków, a sprawdzenie polega na dokonaniu bilansu atomów ostatniego pierwiastka. Metoda reakcji połówkowych Metoda ta może być stosowana dla doboru współczynników jedynie w przypadku jonowego zapisu reakcji redoks. Jest ona szczególnie przydatna, gdy trudno jest określić stopień utlenienia atomów w cząsteczkach lub jonach np. CuFeS 2, FeAsS, SCN -. Stosując tę metodę należy kolejno : 1) Ustalić utleniacz i reduktor, środowisko reakcji oraz postać zredukowaną utleniacza i postać utlenioną reduktora (w produktach reakcji). Dla reakcji, której substratami i produktami są: MnO U 4+ + H 2 O = Mn 2+ + UO H + utleniaczem są jony MnO 4 - a reduktorem kationy U 4+, postać zredukowana utleniacza to kationy Mn 2+, a postać utleniona reduktora to kationy UO ) Ułożyć reakcję połówkową redukcji (zawierającą formę utlenioną i zredukowaną utleniacza) i reakcję połówkową utlenienia (zawierającą formę zredukowana i utlenioną reduktora) 3) Dobrać współczynniki w obu reakcjach, bilansując atomy poszczególnych pierwiastków. Aby zbilansować atomy wodoru i tlenu w reakcjach połówkowych można, w zależności od środowiska, dopisywać po lewej lub prawej stronie równania reakcji jony H + (środowisko kwaśne) lub OH - (środowisko zasadowe). Po przeciwnej stronie równania reakcji połówkowej należy dopisać cząsteczki H 2 O. Reakcja połówkowa redukcji (opisująca przejście formy utlenionej utleniacza w formę zredukowaną) będzie miała postać: MnO H + = Mn H 2 O Reakcja połówkowa utleniania (opisująca przejście formy zredukowanej reduktora w formę utlenioną) będzie miała postać: 4

5 U H 2 O = UO H + 4) Każdą reakcję należy zbilansować pod względem ładunku, wprowadzając odpowiednią liczbę elektronów: MnO H + + 5ē = Mn H 2 O U H 2 O = UO H + + 2ē 5) Znaleźć najmniejszą wspólną wielokrotność współczynników stechiometrycznych elektronów w obu równaniach, co w przypadku powyższych reakcji wymaga pomnożenia reakcji redukcji przez 2, reakcji utleniania przez 5. 6) Dodać stronami reakcje połówkowe po uprzednim pomnożeniu przez wyznaczone mnożniki i zredukować liczby elektronów, cząstek i jonów, które występują po obu stronach otrzymanej reakcji. co po uproszczeniu daje: 2MnO H ē + 5U H 2 O = 2Mn H 2 O + 5UO H ē 2MnO U H 2 O = 2Mn UO H + 7) Należy koniecznie sprawdzić poprawność doboru współczynników, przynajmniej przez zbilansowanie ładunków po obu stronach reakcji. Literatura: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN, Warszawa I.Barycka, K.Skudlarski, Podstawy chemii,. Oficyna Wydawnicza Pol. Wr. Wrocław T.Lipiec, Z.S.Szmal, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, PZWL, Warszawa A. Jabłoński. T.Palewski, L.Pawlak, W.Walkowiak, B.Wróbel, B.Ziółek, W.Żyrnicki, Obliczenia w chemii nieorganicznej, Oficyna Wydawnicza P.Wr., Wrocław M. J. Sienko, R. A. Plane, Chemia, podstawy i zastosowania, WNT, Warszawa Pytania kontrolne: 1. Dobierz współczynniki stechiometryczne w poniższych reakcjach utleniania i redukcji. Wskaż utleniacz i reduktor: 5

6 OPIS DOŚWIADCZEŃ Ćwiczenie 1. Działanie stężonego kwasu azotowego(v) na siarkę. Odczynniki i przybory laboratoryjne: sproszkowana siarka (S); stężony roztwór kwasu azotowego(v) (HNO3); 0,5M roztwór chlorku baru(ii) (BaCl2), lejek szklany sączek, statyw z probówkami Do probówki wprowadzić niewielką ilość siarki (mikroszpachelkę) i 2-3 cm 3 stężonego kwasu azotowego (V). Zawartość probówki ostrożnie ogrzewać w łaźni wodnej do wrzenia. Zwrócić uwagę na wydzielanie się gazu. Kiedy prawie cała ilość siarki przereaguje, bądź ustanie wydzielanie się gazu, roztwór należy przesączyć do probówki zawierającej 1 cm 3 0,5M BaCl 2. Pojawienie się białego osadu BaSO 4 wskazuje na obecność w roztworze jonu siarczanowego. Analiza doświadczenia i wnioski Napisać równanie reakcji siarki z kwasem azotowym; Wskazać utleniacz i reduktor. Dobrać współczynniki. Ćwiczenie 2. Działanie stężonego kwasu azotowego(v) na miedź. Odczynniki i przybory laboratoryjne: miedź (Cu); stężony roztwór kwasu azotowego(v) (HNO3); Do probówki włożyć kawałek blaszki miedzianej i wlać 2-3 cm 3 stężonego kwasu azotowego (V). Zawartość probówki ostrożnie ogrzewać w łaźni wodnej do wrzenia. Zwrócić uwagę na wydzielanie się gazu. Analiza doświadczenia i wnioski Napisać równanie reakcji miedzi z kwasem azotowym; Wskazać utleniacz i reduktor. Dobrać współczynniki. Ćwiczenie 3. Utleniające i redukcyjne właściwości soli kwasu azotowego (III) Odczynniki i przybory laboratoryjne: 0,1 M roztwór jodku potasu (KI), 2 M roztwór kwasu siarkowego(vi) (H 2 SO 4 ), 25%-owy roztwór azotanu(iii) potasu (KNO 2 ), tetrachlorometan (CCl 4 ) lub trichlorometan(chci 3 ), 0,001 M roztwór manganianu(vil) potasu (KMnO 4 ), 2 M roztwór NaOH. 6

7 CZĘŚĆ 1 Do trzech probówek wprowadzić po około 1 cm 3 0,001 M roztworu manganianu(vii) potasu. Do pierwszej dodać 3 krople 2 M H 2 SO 4, w drugiej pozostawić roztwór bez zmian, a do trzeciej 5 kropli 2 M NaOH. Następnie do każdej z tych probówek dodać parę kropel 25%-go roztworu KNO 2 i wymieszać roztwory. Probówkę zawierającą NaOH można lekko ogrzać w łaźni wodnej. Odczekać ok. 3 minuty, aby zaobserwować efekty doświadczeń. Zwróć uwagę na zmianę zabarwienia roztworów w trzech probówkach. Analiza doświadczeń i wnioski Zidentyfikuj produkty reakcji zachodzących w trzech probówkach wiedząc, że: sole manganu(ll) są w roztworze bezbarwne, sole manganu(vi) w roztworze wodnym są zielone, tlenek MnO 2 ma postać brunatnego proszku, który w postaci rozdrobnionej powoli opada na dno probówki. W pierwszych minutach po wykonaniu doświadczenia jego zawiesina nadaje barwę całemu roztworowi w probówce Napisz równania reakcji zachodzących w trzech probówkach. Jakie właściwości wykazuje tutaj KNO 2? CZĘŚĆ B Do probówki zawierającej 1 cm 3 H 2 O wprowadzić 5 kropli 0,1M KI, 1-2 krople 2 M H 2 SO 4, 2krople roztworu KNO 2 oraz ok.0,5 cm 3 CCI 4 lub CHCI 3. Wymieszać zawartość probówki. Zaobserwuj zmianę zabarwienia roztworu oraz barwę warstwy organicznej. Napisz równanie reakcji zachodzącej w probówce pamiętając, że jednym z produktów reakcji jest tlenek azotu(ll). Jakie właściwości wykazuje w tej reakcji KNO2? Ćwiczenie 4. Redukcja jonów Bi (lll) za pomocą trihydroksocynianu (Il) sodu. Odczynniki i przybory laboratoryjne: 0,2 M roztwór chlorku cyny(ll) (SnCI 2 ) 0,5 M roztwór chlorku bizmutu(lll)(bici 3 ) 2 M roztwór wodorotlenku sodu (NaOH) Wykonanie doświadczenia sprowadza się do przygotowania roztworu Na[Sn(OH) 3 ] i dodania do tego roztworu soli Bi(lll). Powstały trihydroksocynian (ll) sodu redukuje jony Bi 3+ do metalicznego Bi, który wydziela się z roztworu jako czarny osad. Do 0,5 cm 3 0,2 M roztworu SnCI 2 dodawać 2 M roztwór NaOH aż początkowo powstający biały osad wodorotlenku cyny (ll) ulegnie roztworzeniu. Należy unikać nadmiaru NaOH. Następnie do roztworu trihydroksocynianu (ll) sodu dodać 10 kropli 0,5 M roztworu?bici 3. Analiza doświadczenia i wnioski Zaobserwować wszystkie zmiany zachodzące w roztworze, Napisać odpowiednie reakcje chemiczne powodujące obserwowane zmiany. Porównać potencjały obu układów redoks. 7

8 8