chemia stosowana I

1. chemia stosowana I temat: utlenianie i redukcja

2. stopień utlenienia pierwiastków Stopień utlenienia atomu określa jaki ładunek miałby atom, gdyby elektrony były przekazywane między atomami (nie-uwspólniane). • Reguły • dla prostych jonów stopień utlenienia = ładunek • dla pierwiastków stopień utlenienia = 0 • dla związków kowalencyjnych każdą uwspólnioną parę elektronową przypisuje się do atomu o większej elektroujemności • identyczne atomy dzielą parę elektronową wiązania między siebie • Wnioski • F-I • HI (z niemetalami) lub H-I (z metalami) • O-II (reguła) O-I (nadtlenki, np. H2O2) OII (OF2) Jeśli stopień utlenienia rośnie - zachodzi reakcja utleniania. Jeśli stopień utlenienia maleje - zachodzi reakcja redukcji.

3. 0 –III 0 0 I I I 0 I 0 +1 –III 0 I 0 I I 0 –II –1 I V 0 +1 –II 0 –II 0 stopień utlenienia pierwiastków ładunek formalny stopień utlenienia

4. stopień utlenienia pierwiastków Przykłady: LiCl KBr NaI CaF2 PbO BaO2 ZnS Mg3N2 KNO2 Na2CO3 NH4ClO4 H3AsO4 K2Cr2O7 NaN3 I -I I -I I -I II -I II -II II -I II -II II -III I V -II I IV –II -III I VII -II I V -II I VI -II I –1/3 [H2S2O3] I II II –III K4[Fe(CN)6] –II I III II –III VI K3[Fe(CN)6] –I –III III –II –II I III –III

5. reakcje utleniania - redukcji (redoks) Mg0 + Cl02 MgIICl–I2 Zn0 + 2 HICl–I ZnIICl–I2 + H02 Mg0 Mg2+ + 2e /×1 Zn0 Zn2+ + 2e /×1 Cl02 + 2e 2 Cl–/×1 2 H+ + 2e H02/×1 2Fe3+ + 2I– 2Fe2+ + I02 3Cu2+ + 2Al0 3Cu0 + 2Al3+ 2Fe3+ + 2e Fe2+/×1 Al0 Al3+ + 3e /×2 2I– I02 + 2e /×1 Cu2+ + 2e Cu0/×3 2MnVIIO4– + 5Sn2+ + 16H+ 2Mn2+ + 5Sn4+ + 8H2O MnVIIO4– + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O /×2 Sn2+ Sn4+ + 2e /×5

6. reakcje utleniania - redukcji (redoks) 2NVO3– + 3Cu0 + 8H+ 3Cu2+ + 2NIIO + 4H2O NVO3– + 3e + 4H+ NIIO + 2H2O /×2 Cu0 Cu2+ + 2e /×3 2NVO3– + Cu0 + 4H+ Cu2+ + 2NIIO2 + 2H2O NVO3– + e + 2H+ NIVO2 + H2O /×2 Cu0 Cu2+ + 2e /×1 2MnVIIO4– + 5H2O–I2 + 6H+ 2Mn2+ + 5O02 + 8H2O MnVIIO4– + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O /×2 H2O–I2 2H+ + O02 + 2e /×5

7. reakcje utleniania - redukcji (redoks) 2Cr3+ + 3H2O–I2+ 10 O–IIH– 2CrVIO42– + 8H2O–II H2O–I2+ 2e  2O–IIH–/×3 Cr3+ + 8OH– CrVIO42– + 4H2O + 3e /×2 CrVI2O72– + 3H2CIII2O4 + 8H+ 2Cr3+ + 6CIVO2 + 7H2O CrVI2O72– + 6e + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O /×1 H2CIII2O4 2CIVO2 + 2H+ + 2e /×3 PbIVO2 + 2Cl– + 4H+ Pb2+ + Cl02 + 2H2O PbIVO2 + 2e + 4H+ Pb2+ + 2H2O /×1 2Cl– Cl02 + 2e /×1

8. wpływ środowiska na reakcje redoks kwaśne 2MnVIIO4– + 5H2S–II + 6H+ 2Mn2+ + 5S0 + 8H2O MnVIIO4– + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O /×2 H2S–II 2H+ + S0 + 2e /×5 obojętne 2MnVIIO4– + 3H2S–II 2MnIVO2 + 3S0 + 2OH– + 2H2O MnVIIO4– + 3e + 2H2O  MnIVO2 + 4OH–/×2 H2S–II + 2OH– S0 + 2H2O + 2e /×3 zasadowe 2MnVIIO4– + H2S–II + 2OH– 2MnVIO42– + S0 + 2H2O MnVIIO4– + e MnVIO42–/×2 H2S–II + 2OH– S0 + 2H2O + 2e /×1

9. reakcje synproporcjonowania (redoks) Hg2+ + Hg0 Hg22+ S2– + S0 S22– 2Hg2+ + 2e Hg22+/×(1/2) 2S0 + 2e S22–/×(1/2) 2Hg0 Hg22+ + 2e /×(1/2) 2S2– S22– + 2e /×(1/2) Cl– + ClIO– + 2H+ Cl02 + H2O 2ClIO– + 4H+ + 2e Cl02 + 2H2O/×(1/2) 2Cl– Cl02 + 2e /×(1/2) 5Br– + BrVO3– + 6H+ 3Br02 + 3H2O 2BrVO3– + 12H+ + 10e Br02 + 6H2O/×(1/2) 2Br– Br02 + 2e /×(5/2)

10. reakcje dysproporcjonowania (redoks) Hg22+ + S2–  HgIIS + Hg0 2Cu+ Cu0 + Cu2+ Hg22+ + 2e 2Hg0/×(1/2) Cu+ + e Cu0/×1 Hg22+ + 2S2– 2HgIIS + 2e /×(1/2) Cu+ Cu2+ + e /×1 3ClIO– 2Cl– + ClIO3– ClIO– + 2H+ + 2e Cl– + H2O/×2 ClIO– + 2H2O  ClIO3– + 4H+ + 2e /×1 3MnVIO42– + 4H+ 2MnVIIO4– +MnIVO2 + 2H2O MnVIO42– + 4H+ + 2e MnIVO2 + 2H2O /×1 MnVIO42– MnVIIO4– +e /×2

11. potencjał redoks (utleniający) 2Fe3+ + Sn2+= 2Fe2+ + Sn4+ Sn2+ Sn4+ + 2e /×1 Fe3+ + e Fe2+/×1 2Fe3+ + Sn2+ 2Fe2+ + Sn4+ F - stała Faradaya(96485 C/mol)

12. potencjał redoks (utleniający) Li+/Li E° = –3,045V K+/K E° = –2,925V Ca2+/Ca E° = –2,866V Na+/Na E° = –2,714V Mg2+/Mg E° = –2,363V Al3+/Al E° = –1,662V Zn2+/Zn E° = –0,763V Cr3+/Cr E° = –0,744V Fe2+/Fe E° = –0,440V Ni2+/Ni E° = –0,250V Pb2+/Pb E° = –0,126V H+/H2/Pt E° = 0,000V Cu2+/Cu E° = +0,337V Ag+/Ag E° = +0,799V Au+/Au E° = + 1,50 V SO42–/SO32–,OH– E° = –1,12V NO3–/NO2– E° = +0,01V Sn4+/Sn2+ E° = +0,15V Cu2+/Cu+ E° = +0,153V I2/I– E° = +0,536V MnO4–/MnO2,OH– E° = +0,588V Fe3+/Fe2+ E° = +0,771V ClO–/Cl–,OH– E° = +0,89V NO3–,H+/NO E° = +0,96V Br2/Br– E° = +1,065V MnO2,H+/Mn2+ E° = +1,23V Cr2O72–,H+/Cr3+ E° = +1,33V Cl2/Cl– E° = +1,360V MnO4–,H+/Mn2+ E° = +1,51V Co3+/Co2+ E° = +1,81V F2/F– E° = +2,87V

13. 0,0591 CSn4+ 2 CSn2+ 0,0591 CFe3+ 1 CFe2+ EFe3+/Fe2+ = E°Fe3+/Fe2+ + log ESn4+/Sn2+ = E°Sn4+/Sn2+ + log 0,0591 C2Fe3+ · CSn2+ 1 ·2 C2Fe2+ · CSn4+ SEM = 0,62 + log w stanie równowagi: 0,0591 C2Fe3+ · CSn2+ 1 ·2 C2Fe2+ · CSn4+ SEM = 0,62 + log = 0 ! 1 ·2 0,0591 log K = 0,62 · = 21,0 potencjał redoks (utleniający) Dla układu H+/H2/g//Pt przyjmuje się, że E° = 0 V.Potencjały innych układów wyznacza się porównawczo. Sn4+ + 2e = Sn2+E° = 0,15V 2Fe3+ + Sn2+ 2Fe2+ + Sn4+ Fe3+ + e = Fe2+E° = 0,77V SEM = EFe3+/Fe2+ – ESn4+/Sn2+

14. przewidywanie kierunku reakcji 2Fe2+ + 2Hg2+ =?= 2Fe3+ + Hg22+ Fe3+ + e = Fe2+E° = 0,77V 2Hg2+ + 2e = Hg22+E° = 0,91V 2Fe2+ + 2Hg2+ 2Fe3+ + Hg22+ MnVIIO4– + e =MnVIO42–E° = 0,54V Cl02 + 2e = 2Cl–E° = 1,358V 2MnVIO42– + Cl02 2MnVIIO4– + Cl– Br02 + 2e = 2Br–E° = 1,065V 2MnVIO42– + Br02 2MnVIIO4– + Br– I02 + 2e = 2I–E° = 0,53V 2MnVIO42– + I02 2MnVIIO4– + I–

15. wpływ pH na potencjał redoks utl. + mH+ + ne red + 0,5mH2O utl + 0,5mH2O + ne  red. + mOH– pH = 0 3 7 11 14 dla stężeń utl./red. = 1M MnVIIO4– + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O E = 1,52 1,24 0,86 0,48 0,20 CrVIO42– + 4H2O + 3e  Cr3+ + 8OH– E = 1,26 0,96 0,57 0,18 –0,12 Wzrost pH zwiększa potencjał redoks.

16. wpływ kompleksowania na potencjał redoks W przypadku kompleksowania formy utlenionejpotencjał się obniża. W przypadku kompleksowania formy zredukowanej potencjał się podwyższa. Fe3+/Fe2+ E° = +0,771V [Fe(CN)6]3–/[Fe(CN)6]4– E° = +0,36V Co3+/Co2+ E° = +1,81V [Co(CN)6]3–/[Co(CN)6]4– E° = +0,83V Au+/Au E° = + 1,50 V [Au(CN)2]–/Au E° = –0,76V

17. chemia stosowana I KONIEC