Reakcje

red

ox

Układ redox to utleniacz i reduktor.

Jedno równanie reakcji redoks można rozłożyć na 2 równania cząstkowe.
Liczba elektronów oddawanych w jednym układzie musi być równa
liczbie elektronów pobranych w drugim układzie.

Utlenieniu

zawsze towarzyszy utrata (oddanie) elektronów i wzrost

stopnia utlenienia.

Redukcji

towarzyszy przyłączanie (pobranie) elektronów i zmniejszenie

stopnia utlenienia.

Utleniacz – substancja lub drobina, która ma zdolność przyłączania elektronów.
Utleniacz zmniejsza swój stopień utlenienia i jednocześnie podwyższa stopień
utlenienia innej drobiny lub substancji czyli utlenia.

Reduktor redukuje czyli obniża stopień utlenienia innej substancji lub drobiny
a tym samym podwyższa swój stopień utlenienia.

Każdemu procesowi utleniania zawsze towarzyszy proces redukcji.

Zasady oznaczanie stopnia utlenienia:
1. Stopień utlenienia atomów lub cząsteczek w stanie wolnym jest równy zeru.

0 0 0

Mg, Cl

2

, (MgCl

2

)

2.

Tlen

w połączeniach ma stopień utlenienia –II

II -II I -II I

MgO, H-O-H

Wyjątek

: w nadtlenkach stopień utlenienia tlenu wynosi –I.

I -I -I I

Np. nadtlenek wodoru H-O-O-H
3.

Wodór

w cząsteczkach związków i jonach złożonych ma stopień utlenienia I.

Wyjątek

: wodorki metali LiH, CaH

2

, BH

3

, AlH

3

stopień utlenienia wodoru –I.

4. Stopień utlenienia

fluoru

zawsze wynosi –I. Stopień utlenienia chloru, bromu

i jodu zależy od połączeń chemicznych.
5. Ładunek jonu jest równy sumie wszystkich stopni utlenienia atomów
wchodzących w jego skład.

I -I I I -II I III –II I V -II I VII –II I IV -II I -I III -II I

HCl, HClO, HClO

2

, HClO

3

, HClO

4

, Na

2

SO

3

, NaH, Fe(OH)

3

Czynności jakie należy wykonać przy pisaniu równań redoks:

1. Zapisać wszystkie substraty i produkty w równaniu reakcji.
2. Określić stopnie utlenienia wszystkich atomów.
3. Znaleźć atomy, w których zmieniają się stopnie utlenienia i określić
utleniacze i reduktory.
4. Dla utleniaczy i reduktorów zapisać równania połówkowe.
5. Wybrać możliwe najniższe wspólne mnożniki tych reakcji tak, aby liczba
elektronów dla jednego i drugiego równania połówkowego była równa.
6. Uzupełnić równanie reakcji w brakujące współczynniki.

SnCl

2

+ FeCl

3

 SnCl

4

+ FeCl

2

II -I III

-I IV -I II -I

SnCl

2

+ FeCl

3

 SnCl

4

+ FeCl

–

2

Równania połówkowe cząsteczkowo:

II -I IV -I

SnCl

2

 SnCl

4

+ 2e | •1

III -I II -I

FeCl

3

+ e  FeCl

2

| •2

II -I III -I IV -I II -I

Σ SnCl

2

+ 2 FeCl

3

+ 2e  SnCl

4

+ FeCl

2

+ 2e

SnCl

2

+ 2 FeCl

3

 SnCl

4

+ 2 FeCl

2

Równania połówkowe jonowo:

II IV

Sn  Sn

+ 2e |• 1

III II

Fe + e  Fe |• 2

II III IV II

Σ Sn + 2Fe + 2e  Sn + 2 Fe

+ 2e

SnCl

2

+ 2 FeCl

3

 SnCl

4

+ 2 FeCl

2

Jon Sn

2+

uległ

utlenieniu

(podwyższył swój stopień utlenienia), jest więc reduktorem.

Jon Fe

3+

uległ

redukcji

(obniżył swój stopień utlenienia), jest więc utleniaczem.

Mangan występuje w związkach

chemicznych w stopniu

utlenienia od +II do +VII.

konfiguracja elektronowa manganu:

25

Mn: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

5

Mangan ma 7 elektronów walencyjnych.

Reakcje redox z użyciem związków manganu

stopień
utlenienia

+II

+IV

+VI

+VII

bezbarwne

kationy

Mn

2+

brunatny

tlenek

manganu (IV)

MnO

2

zielone

aniony

MnO

4

2-

intensywnie

fioletowe

aniony

MnO

4

-

MnO

4

-

reduktor,

środowisk

o kwaśne

Mn

2+

reduktor,

środowisk

o

obojętne

MnO

2

reduktor,

środowisko

zasadowe

MnO

4

2-

równanie reakcji w środowisku kwaśnym

KMnO

4

+ K

2

SO

3

+ H

2

SO

4

-> MnSO

4

SO

4

+ K

2

SO

4

+

H

2

O

bilans elektronowy:

Mn(+VII) + 5e

-

->

Mn(+II)

S(+IV) -> S(+VI) + 2e

-

x2

x5

2

KMnO

4

+ 5 K

2

SO

3

+ 3 H

2

SO

4

-> 2 MnSO

4

+ 6 K

2

SO

4

+ 3

H

2

O

VII

II

Mn jest utleniaczem i redukuje się do jonu Mn w środowisku kwaśnym

IV

VI

S jest reduktorem i utlenia się do S

równanie reakcji redukcji KMnO

4

w

środowisku obojętnym:

2

KMnO

4

+ 3 K

2

SO

3

+ H

2

O -> 2

MnO

2

+ 3 K

2

SO

4

+ 2

KOH

lub jonowo:

2

MnO

4

-

+ 3 SO

3

2-

+ H

2

O -> 2

MnO

2

+ 3 SO

4

2-

+ 2 OH

-

równanie reakcji redukcji KMnO

4

w

środowisku zasadowym:

2

KMnO

4

+ K

2

SO

3

+ 2 KOH -> 2

K

2

MnO

4

+ K

2

SO

4

+

H

2

O

lub

jonowo

:

2

MnO

4

-

+ SO

3

2-

+ 2 OH

-

-> 2

MnO

4

2-

+ SO

4

2-

+

H

2

O

Anion manganianowy (VII)

najmocniejszym utleniaczem jest w

środowisku kwaśnym (redukuje się

o pięć stopni utlenienia), a

najsłabszym w środowisku

zasadowym.

najczęściej używane reduktory

nieorganiczne i produkty ich

utlenienia

reduktor

produkt utlenienia

reduktora

aniony siarczanowe (IV)

SO

3

2-

aniony siarczanowe (VI)

SO

4

2-

aniony azotanowe (III)

NO

2

-

aniony azotanowe (V)

NO

3

-

kationy żelaza (II)

Fe

2+

kationy żelaza (II) Fe

3+

kationy cyny (II)

Sn

2+

kationy cyny (IV) Sn

4+

Chrom – stopnie utlenienia

Cr

II

Silny
reduktor

Cr

III

Reduktor
i utleniacz

Cr

VI

Silny
utleniacz

Amfoteryczny wodorotlenek
chromu(III) Cr(OH)

3

Cr(OH)

3

+ 3 H

+

 Cr

3+

+ 3 H

2

O

Cr(OH)

3

+ 3 OH

-

 Cr(OH)

6

3-

Sole Cr

3+

np. Cr

2

(SO

4

)

3

Siarczan(VI) chromu(III)
(zielony)

Oraz chromiany(III) Cr(OH)

6

3-

Np. K

3

Cr(OH)

6

Chromian(III) potasu (zielony)

Chromiany CrO

4

2-

Np. Na

2

CrO

4

Chromian sodu
żółty

Dichromiany Cr

2

O

7

2-

Np. K

2

Cr

2

O

7

Dichromian potasu
pomarańczowy

kwas

zasada

Kwasowy tlenek
chromu CrO

3

Zasadowy tlenek
chromu(II) CrO

Cr + 2 HCl CrCl

2

+ H

2

(bez tlenu)

Reakcje redoks z użyciem związków chromu

Dichromiany VI to sole nietrwałego kwasu dichromowegoVI
H

2

Cr

2

O

7

(pomarańczowy kolor).

Najbardziej znana sól dichromianVI potasu K

2

Cr

2

O

7

.

W środowisku alkalicznym dichromianyVI przechodzą w chromianyVI (żółty kolor).
K

2

Cr

2

O

7

+ 2 KOH  2 K

2

CrO

4

+ H

2

O

to nie jest reakcja redox

pomarańczowy

żółty

W środowisku kwaśnym chromianyVI przechodzą z powrotem w dichromianyVI
2 K

2

CrO

4

+ H

2

SO

4

 K

2

Cr

2

O

7

+ K

2

SO

4

+ H

2

O

to nie jest reakcja redox

żółty

pomarańczowy

Reakcje redoks z użyciem związków chromu

Dichromiany i chromiany to bardzo silne utleniacze.
W środowisku kwaśnym w obecności reduktora jony dichromianowe (

pomaran)

i jony chromianowe (

żólte

) redukują się do

zielonych

jonów Cr

3+.

K

2

Cr

2

O

7

+ K

2

SO

3

+ H

2

SO

4

 Cr

2

(SO

4

)

3

+ K

2

SO

4

+ H

2

O

VI III

Cr

2

O

7

2-

+ 6e  2 Cr

3+

| • 1

IV VI

SO

3

2-

 SO

4

2-

+ 2e | • 3

Cr

2

O

7

2-

+ 3 SO

3

2-

+ 6e  2 Cr

3+

+ 3 SO

4

2-

+ 6e

K

2

Cr

2

O

7

+ 3 K

2

SO

3

+ H

2

SO

4

 Cr

2

(SO

4

)

3

+ K

2

SO

4

+ H

2

O

Liczymy atomy K, S, H. Po lewej: 8K, uzupełniamy po prawej wstawiając
4 K

2

SO

4

. Wtedy po prawej jest 7S. Wstawiamy po lewej 3H

2

SO

4

. Po lewej jest 6H,

wstawiamy po prawej 3H

2

O. Zostały do policzenia atomy O. Po lewej 31O,

po prawej 31O. Równanie zbilansowano poprawnie.
Ostateczna postać równania:
K

2

Cr

2

O

7

+ 4 K

2

SO

3

+ 3 H

2

SO

4

 Cr

2

(SO

4

)

3

+ 4 K

2

SO

4

+ 3H

2

O

Zadania:

1. Które z reakcji są reakcjami redoks, a które nie są? Dobrać współczynniki
reakcji i napisać nazwy substratów i produktów.
 
P

4

+ HNO

3

+ H

2

O  H

3

PO

4

+ NO

 
K

2

SO

3

+ I

2

+ KOH  K

2

SO

4

+ KI + H

2

O

 
HNO

3

+ CuO  Cu(NO

3

)

2

+ H

2

O

 
CuS + HNO

3

 Cu(NO

3

)

2

+ NO + S + H

2

O

Cr

2

O

3

+ KOH  K

3

CrO

3

+ H

2

O

 
MnO

2

+ HCl  MnCl

2

+ Cl

2

+ H

2

O

K

2

Cr

2

O

7

+ KOH  K

2

CrO

4

+ H

2

O

P

2

O

5

+ H

2

O  H

3

PO

4

2. Zbilansuj reakcje redoks:

KMnO

4

+ K

2

SO

3

+ H

2

O  MnO

2

+ K

2

SO

4

+ KOH

KMnO

4

+ K

2

SO

3

+ KOH  K

2

MnO

4

+ K

2

SO

4

+ H

2

O

P

4

+ HNO

3

+ H

2

O  H

3

PO

4

+ NO

MnO

2

+ HCl  MnCl

2

+ Cl

2

+ H

2

O

K

2

SO

3

+ I

2

+ KOH  K

2

SO

4

+ KI + H

2

O

HI + H

2

SO

4

 I

2

+ H

2

S + H

2

O

SnCl

2

+ FeCl

3

 SnCl

4

+ FeCl

2

Au + HNO

3

+ HCl  HAuCl

4

+ NO

2

+ H

2

O

Roztwory

Roztwór – powstaje w wyniku fizycznego zmieszania kilku faz lub kilku składników
jednofazowych lub w wyniku roztwarzania i jest układem homogenicznym.
Składniki roztworu – rozpuszczalnik i substancje rozpuszczone

Rozpuszczalność –maksymalna ilość substancji jaka rozpuszcza się
w 100 g rozpuszczalnika w danej temperaturze.
Rozpuszczalność zależy od rodzaju substancji rozpuszczonej, rozpuszczalnika
i temperatury.

Rodzaje roztworów:

•Nasycone – maksymalne stężenie substancji rozpuszczonej w danej
temperaturze w obecności fazy stałej.

•Nienasycone – stężenie jest mniejsze niż w roztworach nasyconych.

•Przesycone – stężenie większe od rozpuszczalności w danej temperaturze
(układ metastabilny).

Stężenia roztworów:

•Procentowe wagowe

•Molowe - ilość moli związku w 1 dm

3

roztworu

Stała równowagi reakcji

Stała równowagi reakcji chemicznych opisuje stan równowagi odwracalnych
reakcji chemicznych.
Reakcja jest w stanie równowagi wtedy gdy szybkość reakcji w stronę od substratów
do produktów jest taka sama jak w stronę od produktów do substratów.

mA + nB

pC + qD

Stała równowagi tej reakcji:
[C]

p

[D]

q

K =

___________________

[A]

m

[B]

n

Nawiasy kwadratowe oznaczają stężenia molowe w przypadku roztworów
lub molowe ciśnienia cząstkowe w przypadku gazów.

Przykład: prosta reakcja syntezy
Dane doświadczalne:
Użyto 1 mol związku A i 1 mol związku B
Objętość po reakcji 1dm

3

Równowaga ustala się po przereagowaniu 30%
substratów.
[A] = 0,7 mola/dm

3

, [B] = 0,7 mola/dm

3

,

[AB] = 0,3 mola/dm

3

AB

[AB]

1

K

=

______________

[A]

1

[B]

1

[0,3mol/dm

3

]

1

K

=

___________________________________

= 0,61mol

–1

dm

3

[0,7mol/dm

3

]

1

[0,7mol/dm

3

]

1

A + B

Reakcje w roztworach

Dysocjacja jonowa. Roztwory elektrolitów

Dysocjacja chlorku sodu: NaCl  Na

+

+ Cl

-

Polarne cząsteczki wody ustawiają się dodatnimi biegunami w kierunku jonów Cl

-

i biegunami ujemnymi w kierunku jonów Na

+

.

Rozpuszczanie gazowego chlorowodoru w wodzie (tworzenie kwasu solnego):

H

Cl

Cl

H

+

+

Spolaryzowane wiązanie
tworzone przez uwspólnioną
parę elektronów

Na skutek przeniesienia
pary elektronów do atomu
chloru przekształca się on
w jednoujemny jon chlorkowy

Dysocjacja jonowa to rozpad kryształów jonowych lub cząsteczek polarnych
na jony pod wpływem wody.

Elektrolity – substancje, których wodne roztwory przewodzą prąd elektryczny
(sole, kwasy, zasady)

Nieelektrolity - substancje, których wodne roztwory nie przewodzą prądu
Elektrycznego (czysta destylowana woda, cukier)
liczba cząsteczek zdysocjowanych na jony

Stopień dysocjacji elektrolitu α

=

_______________________________________________________________

liczba wszystkich cząsteczek

0 < α < 1 0% < α < 100%

Elektrolity mocne – elektrolity silnie zdysocjowane, α – ok. 1
Elektrolity słabe – elektrolity zdysocjowane na jony częściowo,
α rzędu kilku procent
α zależy od stężenia elektrolitu, dysocjacja wzrasta gdy maleje stężenie roztworu.
W roztworach bardzo rozcieńczonych α osiąga wartość ok. 100%
dla każdego elektrolitu.

Słabe elektrolity dysocjują wg równania. Jest to proces odwracalny.

AB

A

+

+ B

—

Stała dysocjacji elektrolitycznej K

c

ma sens tylko dla słabych elektrolitów

c(A

+

)c(B

–

)

K

c

=

_______________

c(AB)

c(A

+

) i c(B

–

) stężenia molowe kationu i anionu

c(AB) stężenie molowe części niezdysocjowanej elektrolitu

Oznaczmy przez

c

całkowite stężenie molowe substancji rozpuszczonej w wodzie,

wówczas
c(A

+

) = c(B

–

) = αc oraz c(AB) = (1-α)c

Podstawiając te dane do równania na K

c

(poprzedni slajd) otrzymujemy

α

2

c

K

c

=

_______

Dla małych wartości α, 1 – α ~ 1,

1 – α

Wtedy

K

c

=

α

2

c

Dysocjacja kwasów i zasad

Wg teorii Arrheniusa

kwasy to związki, które dysocjując w roztworze,

odszczepiają jony wodorowe H

+

(protony)

zasady to związki, które odszczepiają jony wodorotlenowe OH

–

HA H

+

+ A

–

MOH M

+

+ OH

–

Wg teorii Brönsteda

kwasy to substancje, które mogą oddawać proton,

zasady to substancje zdolne do pobrania protonu
Proton nie może istnieć w stanie wolnym w roztworze i łączy się z cząsteczką wody
tworząc jon hydroksoniowy H

+

+ H

2

O  H

3

O

+

Dysocjacja kwasu lub zasady w roztworze wodnym polega na reakcji
z cząsteczkami wody

.

Dysocjacja kwasu HA przebiega wg równania:

HA + H

2

O

H

3

O

+

+ A

–

Stąd wzór na stałą równowagi:

c(H

3

O

+

)c(A

–

)

K

c

=

________________________

c(HA)c(H

2

O)

W roztworach rozcieńczonych stężenie wody c(H

2

O) jest bardzo duże,

zachowuje więc wartość stałą niezależnie od zmiany stężeń pozostałych
składników roztworu.
C

H2O

= ilość moli wody w 1dm

3

= 1000g : 18g/mol = 55,6 mola H

2

O

Łącząc stałą K

c

i c(H

2

O) otrzymamy wzór na stałą dysocjacji kwasu:

c(H

3

O

+

)c(A

–

)

K

c(HA)

=

____________________

c(HA)

Podobnie można wyprowadzić wzór na stałą dysocjacji zasady B:

B + H

2

O

BH

+

+ OH

–

c(BH

+

)c(OH

–

)

K

c

=

__________________________

c(B)c(H

2

O)

c(BH

+

)c(OH

–

)

K

c(B)

=

__________________________

c(B)

Dysocjacja kwasów

•Kwasy jednoprotonowe:

HNO

3

H

+

+ NO

3

–

anion
azotowy

c(H

+

)c(NO

3

–

)

K =

__________________

c(HNO

3

)

•Kwasy wieloprotonowe

H

3

PO

4

H

+

+ H

2

PO

4

–

anion
diwodorofosforanowy(V)

c(H

+

)c(H

2

PO

4

)

–

K

1

=

_____________________

c(H

3

PO

4

)

K

1

H

2

PO

4

–

K

2

H

+

+ HPO

4

2–

anion
wodorofosforanowy(V)

c(H

+

)c(HPO

4

)

2–

K

2

=

_____________________

c(H

2

PO

4

)

–

HPO

4

2–

K

3

H

+

+ PO

4

3–

anion
fosforanowy(V)

c(H

+

)c(PO

4

)

3–

K

3

=

_____________________

c(HPO

4

)

2–

K

1

K

2

K

3

Elektrolity mocne i słabe

Im więcej jonów znajduje się w roztworze elektrolitu, tym większe będzie
natężenie prądu płynącego przez roztwór.

Elektrolity mocne:

•Część soli
•Wodorotlenki litowców i berylowców z wyjątkiem Be(OH)

2

•Kwasy: solny HCl, siarkowy(VI) H

2

SO

4

, azotowy(V) HNO

3

, chlorowy(VII)

Pozostałe kwasy: chlorowy(I), chlorowy(III), chlorowy(V), siarkowy(IV),
siarkowodorowy, cyjanowy HCN, borowy H

3

BO

3

, węglowy H

2

CO

3

są słabymi kwasami i słabymi elektrolitami
H

3

PO

4

kwas ortofosforowy jest średniej mocy kwasem.

Zadania:

1. Obliczyć stopień dysocjacji α pewnego słabego kwasu 1-protonowego,
jeżeli stała dysocjacji kwasu wynosi K = 1,70·10

-5

a stężenie 0,1 mol/dm

3

.

2. Napisać równania wieloetapowej dysocjacji kwasu siarkowego(VI) i wzory
na stałe równowagi każdego etapu. Stała równowagi którego etapu jest
największa?

3. Napisać równania wieloetapowej dysocjacji wodorotlenku magnezu i wzory
na stałe równowagi każdego etapu. Stała równowagi którego etapu jest
największa?

4. Obliczyć stałą hydrolizy K

β

pewnej soli, jeżeli stopień hydrolizy β wynosi

0,5% a stężenie 0,2 mol/dm

3

.