INSTYTUT INŻYNIERII ŚRODOWISKA UNIWERSYTET ZIELONOGÓRSKI
		CHEMIA OGÓLNA LABORATORIUM
I ROK INŻYNIERII ŚRODOWISKA STUDIA DZIENNE GRUPA 17 B		05.05.2011
REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI TEMAT V AUTORZY OPRACOWANIA: Jakub Burdajewicz Marek Stańko

I CZĘŚĆ TEORETYCZNA

Reakcją utleniania - redukcji - nazywamy proces, w którym następuje wymiana elektronów między substancją redukującą, a substancją utleniającą, na skutek, czego atomy pierwiastków biorących udział w reakcji zmieniają swój stopień utlenienia.

Utlenianie - polega na oddawaniu elektronów przez atomy lub grupy atomów zwane reduktorami. Jest to proces deelektronizacji.

Redukcja - polega na przyjmowaniu elektronów przez atomy lub grupy atomów zwane utleniaczami. Jest to proces elektronizacji.

Ogólny schemat reakcji wygląda następująco:

Red₁ + Utl₁ = Red₂ + Utl₂

Przykład bilansu redoks

Reakcja sumaryczna: O₂ + C → CO₂

Reakcja połówkowa redukcji: O₂ + 4e^- = 2O^-2

Reakcja połówkowa utlenienia: C - 4e^- = C⁺⁴

Utleniacze - są to atomy, jony lub cząsteczki posiadające zdolność przyjmowania elektronów tzn. odbierania ich od innych atomów lub grup atomów, powodując w ten sposób ich utlenienie. Przykłady utleniaczy: fluor, chlor, brom, tlen.

Do najsilniejszych utleniaczy należą te związki chemiczne, w których pierwiastki występują na maksymalnych stopniach utlenienia.

Przykłady:

• nadtlenek wodoru (H₂O₂),

• nadmanganian (VII) potasu (KMnO₄),

• kwas azotowy (V) (HNO₃),

• dichromian (VI) potasu (K₂Cr₂O₇).

Reduktory - są to atomy, jony lub cząsteczki posiadające zdolność oddawania elektronów innym atomom, jonom lub cząsteczkom, powodując redukcję tych substancji. Przykłady reduktorów: sód, potas, wodór, węgiel.

Do najsilniejszych reduktorów należą te związki chemiczne, w których pierwiastki występują na minimalnych stopniach utlenienia.

Przykłady:

• azotan (III) potasu (KNO₂),

• tlenek siarki (IV) (SO₂),

• chlorek cyny (II) (SnCl₂).

Stopień utlenienia

Stopniem utlenienia pierwiastka wchodzącego w skład określonej substancji nazywamy liczbę dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych, jakie przypisalibyśmy atomom tego pierwiastka gdyby cząsteczki tej substancji miały budowę jonową.

Przy wyznaczaniu stopni utlenienia pierwiastków obowiązują następujące zasady:

• W elektrycznie obojętnej cząsteczce suma stopni utlenienia wszystkich atomów budujących daną cząsteczkę jest zawsze równa zero.

• W kationach i w anionach suma stopni utlenienia wszystkich atomów budujących dany jon jest zawsze równa ładunkowi tego jonu.

• Pierwiastki w stanie wolnym mają zawsze stopień utlenienia równy zero.

Uwaga! Dotyczy to zarówno jednoatomowych pierwiastków (np. Mg, Na, S), jak i cząsteczek pierwiastków (np. O₂, Cl₂)

• Litowce w związkach chemicznych występują na +I stopniu utlenienia.

• Berylowce w związkach chemicznych występują na +II stopniu utlenienia.

• Wodór w związkach chemicznych występuje na ogół na +I stopniu utlenienia.

Wyjątek! W wodorkach litowców oraz w wodorkach berylowców wodór występuje na -I stopniu utlenienia.

• Fluor we wszystkich związkach chemicznych występuje na -I stopniu utlenienia.

• Tlen w związkach chemicznych występuje na ogół na -II stopniu utlenienia.

• Uwaga! W nadtlenkach tlen występuje na -I stopniu utlenienia.

• W ponadtlenkach tlen występuje na -1/2 stopnia utlenienia.

• W fluorku tlenu (OF₂) występuje na +II stopniu utlenienia.

II CZĘŚĆ EKSPERYMENTALNA

Doświadczenia wykonywane podczas zajęć obrazowały procesy towarzyszące rekcjom utleniania i redukcji.

Doświadczenie 1.

Do czterech probówek nalano po 1 cm³ HCl. Następnie do każdej wrzucono próbkę innego metalu. Zaobserwowano następujące zjawiska.

1. Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

Mg⁰ - 2e^- → Mg⁺² ·1 utlenienie

2 Reduktor - Mg

2H⁺¹ + 2·1e^- → H₂⁰ ·1 redukcja Utleniacz - HCl

2. Fe + HCl = FeCl₂ + H₂↑

Fe⁰ - 2e^- → Fe⁺² ·1 utlenienie

2 Reduktor - Fe

2H⁺¹ + 2·1e^- → H₂⁰ ·1 redukcja Utleniacz - HCl

3. Zn + HCl = ZnCl₂ + H₂↑

Zn⁰ - 2e^- → Zn⁺² ·1 utlenienie

2 Reduktor - Zn

2H⁺¹ + 2·1e^- → H₂⁰ ·1 redukcja Utleniacz - HCl

4. Cu + HCl = reakcja nie zachodzi

W probówkach 1, 2 i 3, podczas zachodzących reakcji zauważono wydzielanie się gazu, jakim był wodór.

W przypadku probówki 4 widocznych objawów zachodzenia jakichkolwiek reakcji nie zaobserwowano. Przeprowadzono, więc dodatkowe „badanie”. Metal, który nie zareagował z kwasem solnym wrzucono do probówki ze stężonym kwasem azotowym (V).

Cu + 4HNO_3(stęż.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Cu⁰ - 2e^- → Cu⁺² ·1 utlenienie

2 Reduktor - Cu

N⁺⁵ + 1e^- → N⁺⁴ ·2 redukcja Utleniacz - HNO_3(stęż.)

W czasie tej reakcji, po ogrzaniu probówki pojawiło się lekkie, zielono - niebieskie zabarwienie, jakie daje azotan (V) miedzi (II).

Doświadczenie 2.

Utworzono trzy zestawy po trzy probówki. Do każdej z dziewięciu probówek wlano taką samą ilość nadmanganianu potasu (kolor malinowy). Następnie do pierwszej probówki z każdego zestawu wlano kwasu siarkowego (VI), do drugiej wodorotlenku sodu, a w trzeciej został sam nadmanganian potasu. Do pierwszego zestawu dodano azotanu (III) sodu, do drugiego bromku potasu, do trzeciego siarczanu (IV) sodu.

Obserwacje:

1a) Po dodaniu do pierwszej probówki kwasu i soli zaobserwowano zmianę barwy z malinowej na jasnoniebieską.

1b) Po dodaniu do drugiej probówki zasady i soli nie zaobserwowano żadnej zmiany barwy bądź innych objawów reakcji.

1c) Po dodaniu do trzeciej probówki samej soli zaobserwowano zmianę barwy w czasie z malinowej na jasnoróżową, poprzez fioletową, na ciemnoczerwonej skończywszy.

Zachodziły następujące reakcje:

1a) 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5NaNO₂ = 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O

Mn⁺⁷ + 5e^- → Mn⁺² ·2 redukcja

10

N⁺³ - 2e^- → N⁺⁵ ·5 utlenienie

1b) 2KMnO₄ + 4NaOH + NaNO₂ = 2Na₂MnO₄ + NaNO₃ + 2KOH + H₂O

Mn⁺⁷ + 1e^- → Mn⁺⁶ ·2 redukcja

2

N⁺³ - 2e^- → N⁺⁵ ·1 utlenienie

1c) 2KMnO₄ + H₂O + 3NaNO₂ = 2MnO₂ + 3NaNO₃ + 2KOH

Mn⁺⁷ + 3e^- → Mn⁺⁴ ·2 redukcja

6

N⁺³ - 2e^- → N⁺⁵ ·3 utlenienie

We wszystkich tych reakcjach utleniaczem był KMnO₄, a reduktorem NaNO₂.

Obserwacje:

2a) Po dodaniu do pierwszej probówki soli i kwasu zaobserwowano zmianę barwy z malinowej na jasnożółtą.

2b) Po dodaniu do drugiej probówki soli i zasady nie zaobserwowano widocznych zmian w barwie roztworu bądź klarowności.

2c) Po dodaniu do trzeciej probówki samej soli zaobserwowano zmianę barwy z malinowej na jasnofioletową.

Zachodziły następujące reakcje:

2a) 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ + 10KBr = 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 5Br₂ + 8H₂O

Mn⁺⁷ + 5e^- → Mn⁺² ·2 redukcja

5

2·Br^- - 2·1e^- → Br₂⁰ ·5 utlenienie

2b) 6KMnO₄ + 5NaOH + 6KBr = 6K₂MnO₄ + HBrO₃ + 5NaBr + 2H₂O

Mn⁺⁷ + 1e^- → Mn⁺⁶ ·6 redukcja

6

Br^- - 6e^- → Br⁺⁵ ·1 utlenienie

2c) 2KMnO₄ + 6KBr + 4H₂O = 2MnO₂ + 8KOH + 3Br₂

Mn⁺⁷ + 3e^- → Mn⁺⁴ ·2 redukcja

6

2·Br^- - 2·1e^- → Br₂⁰ ·3 utlenienie

We wszystkich tych reakcjach utleniaczem był KMnO₄, a reduktorem KBr.

Obserwacje:

3a) Po dodaniu do pierwszej probówki kwasu i soli zaobserwowano odbarwienie malinowego roztworu manganianu potasu.

3b) Po dodaniu do drugiej probówki soli i zasady zaobserwowano, w pierwszej chwili zmianę barwy z malinowej na jasnozieloną, następnie na pomarańczową z ciemnobrązowym osadem.

3c) Po dodaniu do trzeciej probówki samej soli zaobserwowano zmianę barwy z malinowej na pomarańczową z ciemnobrązowym osadem.

Zachodziły następujące reakcje:

3a) 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Mn⁺⁷ + 5e^- → Mn⁺² ·2 redukcja

10

S⁺⁴ - 2e^- → S⁺⁶ ·5 utlenienie

3b) 2KMnO₄ + 2NaOH + Na₂SO₃ = 2Na₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Mn⁺⁷ + 1e^- → Mn⁺⁶ ·2 redukcja

2

S⁺⁴ - 2e^- → S⁺⁶ ·1 utlenienie

3c) 2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂ + 2KOH + 3Na₂SO₄

Mn⁺⁷ + 3e^- → Mn⁺⁴ ·2 redukcja

6

S⁺⁴ - 2e^- → S⁺⁶ ·3 utlenienie

We wszystkich tych reakcjach utleniaczem był KMnO₄, a reduktorem Na₂SO₃.

Doświadczenie 3.

Utworzono dwa zestawy po trzy probówki. W pierwszym zestawie do wszystkich probówek wlano takie same ilości dichromianu potasu (pomarańczowy) i kwasu siarkowego (VI). W drugim zestawie do wszystkich probówek wlano takie same ilości chromianu potasu (żółty) i kwasu siarkowego (VI). Następnie do pierwszej probówki w każdym zestawie wlano azotanu (III) sodu, do drugiej siarczanu (IV) sodu, a do trzeciej bromku potasu.

Obserwacje:

1a) Po dodaniu do pierwszej probówki soli azotanowej zaobserwowano zmianę barwy z pomarańczowej na ciemnoniebieską.

1b) Po dodaniu do drugiej probówki soli siarczynowej zaobserwowano zmianę barwy z pomarańczowej na jasną butelkową zieleń.

1c) Po dodaniu do trzeciej probówki soli bromkowej zaobserwowano zmianę barwy z pomarańczowej na butelkową zieleń.

Zachodziły następujące reakcje:

1a) K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3NaNO₂ = Cr₂(SO₄)₃ + 3NaNO₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

Cr⁺⁶ + 3e^- → Cr⁺³ ·2 redukcja

6

N⁺³ - 2e^- → N⁺⁵ ·3 utlenienie

1b) K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3Na₂SO₃ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O

Cr⁺⁶ + 3e^- → Cr⁺³ ·2 redukcja

6

S⁺⁴ - 2e^- → S⁺⁶ ·3 utlenienie

1c) K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6KBr = Cr₂(SO₄)₃ + 3Br₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

Cr⁺⁶ + 3e^- → Cr⁺³ ·2 redukcja

6
2·Br^- - 2·e^- → Br₂⁰ ·3 utlenienie

We wszystkich reakcjach K₂Cr₂O₇ stanowił rolę utleniacza, a sole były reduktorami.

Obserwacje:

2a) Po dodaniu do pierwszej probówki soli azotanowej zaobserwowano zmianę barwy z żółtej na ciemnoniebieską.

2b) Po dodaniu do drugiej probówki soli siarczynowej zaobserwowano zmianę barwy z żółtej na jasną butelkową zieleń.

2c) Po dodaniu do trzeciej probówki soli bromkowej zaobserwowano zmianę barwy z żółtej na ciemną butelkową zieleń.

Zachodziły następujące reakcje:

1a) 2K₂CrO₄ + 5H₂SO₄ + 3NaNO₂ = Cr₂(SO₄)₃ + 3NaNO₃ + 2K₂SO₄ + 5H₂O

Cr⁺⁶ + 3e^- → Cr⁺³ ·2 redukcja

6

N⁺³ - 2e^- → N⁺⁵ ·3 utlenienie

1b) 2K₂CrO₄ + 5H₂SO₄ + 3Na₂SO₃ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + 2K₂SO₄ + 5H₂O

Cr⁺⁶ + 3e^- → Cr⁺³ ·2 redukcja

6

S⁺⁴ - 2e^- → S⁺⁶ ·3 utlenienie

1c) 2K₂CrO₄ + 8H₂SO₄ + 6KBr = Cr₂(SO₄)₃ + 3Br₂ + 5K₂SO₄ + 8H₂O

Cr⁺⁶ + 3e^- → Cr⁺³ ·2 redukcja

6
2·Br^- - 2·e^- → Br₂⁰ ·3 utlenienie

We wszystkich tych reakcjach K₂CrO₄ stanowił rolę utleniacza, a sole były reduktorami.

III PODSUMOWANIE I WNIOSKI

1a) Z kwasami beztlenowymi nie reagują pierwiastki, które w szeregu napięciowym znajdują się pod wodorem - mają mniejszą elektroujemność.

1b) W odpowiednich warunkach nawet kwas beztlenowy może stać się utleniaczem i doprowadzić do zajścia reakcji redoks.

2a) Manganian potasu jest najsilniejszym utleniaczem, ale w zależności od środowiska otrzymujemy różne produkty końcowe:

• W środowisku kwaśnym ulega redukcji do bezbarwnego lub bladoróżowego roztworu manganu(II):

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- → Mn^2- + 4H₂O

• W środowisku słabo zasadowym i neutralnym redukuje się do tlenku manganu(IV), który wydziela się z roztworu w postaci brązowego osadu:

MnO₄^- + 2H₂O + 3e^- → MnO₂ + 4OH^-

• W środowisku silnie zasadowym redukuje się do zielonego manganianu(VI):

MnO₄^- + e^- → MnO₄^2-

2b) Sole azotanowe (III), siarczynowe (IV) i bromkowe w reakcjach z manganianem potasu mogą zachowywać się jak reduktory.

3a) Chromiany i doi chromiany mają silne właściwości utleniające; reakcje najczęściej zachodzą w środowisku kwaśnym, przy czym obserwujemy zmianę barwy z żółtej bądź pomarańczowej na zieloną (różne jej odcienie w zależności od reagujących związków).

Podsumowując reakcje redoks zależą głównie od biorących w nich udział związków. Najsilniejsze utleniacze to nadmanganian potasu, chromian potasu i dichromian potasu, chociaż mogą być nimi również związki beztlenowe. Przeprowadzenie reakcji redoks pomaga w uzgodnieniu najtrudniejszych reakcji.

IV LITERATURA

• A.Bielański: ,,Podstawy chemii nieorganicznej ”, Wyd. III, PWN Warszawa 1997.

• Hermann Tadeusz W. „Chemia fizyczna .Podręcznik dla studentów farmacji i analityki medycznej”, Wydawnictwo Lekarskie PZWL 2007

• L. Jones, P. Atkins, ,,Chemia ogólna”, PWN Warszawa 2004

• http://pl.wikipedia.org/wiki/Manganian(VII)_potasu

• http://pl.wikipedia.org/wiki/Chromian(VI)_potasu

---