Chemia stosowana I temat: utlenianie i redukcja.

Prezentacja na temat: "Chemia stosowana I temat: utlenianie i redukcja."— Zapis prezentacji:

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

4 stopień utlenienia pierwiastków
Przykłady: LiCl KBr NaI CaF2 PbO BaO2 ZnS Mg3N2 KNO2 Na2CO3 NH4ClO4 H3AsO 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– + 5Sn H+  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–I 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  Hg /×(1/2) 2S0 + 2e  S22– /×(1/2) 2Hg0  Hg e /×(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+ Hg e  2Hg /×(1/2) Cu+ + e  Cu0 /×1 Hg S2–  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  Fe /×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 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+ EFe3+/Fe2+ = E°Fe3+/Fe log 0, CFe3+ CFe2+ ESn4+/Sn2+ = E°Sn4+/Sn log 0, CSn4+ CSn2+ SEM = 0, log 0, C2Fe3+ · CSn2+ 1 · C2Fe2+ · CSn4+ SEM = 0, log = 0 ! 0, C2Fe3+ · CSn2+ 1 · C2Fe2+ · CSn4+ w stanie równowagi: log K = 0,62 · = 21,0 1 ·2 0,0591

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 = 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 utlenionej potencjał 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