Ćwiczenie 2. Reakcje redoks - Katedra Chemii Nieorganicznej

Ćwiczenie 2. Reakcje redoks 1
Ćwiczenie 2. Reakcje redoks
Reakcjami utlenienia i redukcji (oksydacyjno-redukcyjnymi), inaczej mówiąc reakcjami redoks,
nazywamy reakcje chemiczne, które przebiegają ze zmianą stopnia utlenienia reagujących
indywiduów chemicznych (jonów, atomów). Zmiana stopnia utlenienia wiąże się z pobraniem
lub oddaniem elektronów przez atom. Ze względu, że atom musi pobrać elektrony od innego
atomu, lub oddać elektrony innemu atomowi, proces utlenienia nieodłącznie wiąże się
z procesem redukcji, czyli obydwie te reakcje są zawsze ze sobą sprzężone. Reakcje redoks
mogą zachodzić na elektrodach, które dostarczają elektronów (katoda) lub je pobierają (anoda),
bądź tez poprzez bezpośrednie interakcje pomiędzy indywiduami chemicznymi połączone
z bezpośrednim przekazywaniem elektronów.
W procesie utleniania (dezelektronacji) następuje utrata lub oddanie elektronów w danym
atomie/jonie na skutek czego wzrasta jego liczba (stopień) utlenienia. W procesie redukcji
(elektronacji) następuje przyłączenia lub zbliżenie elektronów w wiązaniu kowalencyjnym
spolaryzowanym, przez co następuje zmniejszenie liczby (stopnia) utlenienia.
Substancje zawierające atom lub jon zdolny do pobierania elektronów (do ulegania redukcji,
do zmniejszania swej liczby utlenienia) nazywa się utleniaczami. Substancje z atomem lub
jonem zdolnym do oddawania elektronów (do ulegania utlenieniu, pozwiększania swej liczby
utlenienia) nazywa się reduktorami.
Utleniacz pobierając elektrony od reduktora ulega redukcji, a reduktor oddając elektrony na
korzyść utleniacza sam ulega utlenieniu. Procesowi utleniania jednej substancji musi zawsze
towarzyszyć redukcja innej substancji i odwrotnie. Stad reakcje utleniania i redukcji stanowią
układ sprzężony, nazywany układem redoks, przy czym liczba elektronów przyłączanych przez
utleniacz równa się liczbie elektronów oddawanych przez reduktor.
reduktor 1 utleniacz 1 + ne -
utleniacz 2 + ne - reduktor 2
reduktor 1 + utleniacz 2 utleniacz 1 + reduktor 2
Substancje zawierające pierwiastki na pośrednich stopniach utlenienia mogą w obecności
silniejszego reduktora wykazywać właściwości utleniające, a w obecności silniejszego utleniacza
właściwości redukujące. Zatem właściwości redoks zależą nie tylko od charakteru samej
substancji, ale też od środowiska i obskości w nim innych substancji w właściwościach oksydoredukcyjnych.

Ćwiczenie 2. Reakcje redoks 2
Przez liczbę (stopień) utlenienia, czyli ładunek formalny, rozumie się liczbę ładunków
elementarnych, jakie byłyby związane z danym atomem, gdyby wszystkie wiązania w cząsteczce
byłyby jonowe. Należy pamiętać, że stopień utlenienia jest pojęciem umownym. Jest ładunkiem,
jaki formalnie przypisuje się atomowi danego pierwiastka, postępując według podanych poniżej
reguł:
1. Fluor we wszystkich związkach posiada stopień utlenienia -1.
2. Wodór posiada stopień utlenienia +1, z wyjątkiem połączeń z metalami w których wodór ma
stopień utlenienia -1 (ze względu na wyższą elektroujemność wodoru np. NaH, CaH 2 ).
3. Stopień utlenienia litowców wynosi +1, a berylowców +2.
4. Stopień utlenienia tlenu wynosi -2, z wyjątkiem połączeń nadtlenkowych, w których tlen jest
na -1 stopniu utlenienia (np. H 2 O 2 ), oraz fluorku tlenu OF 2 , w którym tlen jest na +2 stopniu
utlenienia. Konsekwencją reguły 3 jest to, że w ponadtlenkach stopień utlenienia wynosi −½
(np. KO 2 ) zaś ozonkach −⅓ (np. KO 3 ).
5. Stopień utlenienia pierwiastków w stanie wolnym wynosi 0, niezależnie od złożoności
budowy tego pierwiastka (np. S 8 , P 4 , C 60 i Na).
6. Suma stopni utlenienia w cząsteczce wynosi 0.
7. Stopień utlenienia pierwiastka z jonu prostego (monoatomowego) jest równy ładunkowi jonu
(np. Ca 2+ , S 2- ).
8. Suma algebraiczna całkowitych liczb utlenienia wszystkich atomów związanych w cząsteczce
równa się zeru (np. SO 3 ), a atomów związanych w jonie zespolonym (zespół atomów
obdarzonych ładunkiem, np. SO 2- 4 ) jest równa ładunkowi jonu.
9. Całkowita liczba utlenienia jest to jednostkowa liczba utlenienia pomnożona przez liczbę
atomów pierwiastka w cząsteczce lub złożonym jonie.
We wzorze sumarycznym atomy na mniejszym stopniu utlenienia zapisywane są na końcu
(dlatego piszemy OF 2 czy H 2 O). Wyjątkiem jest azan NH 3 i fosfan PH 3 w którym azot i fosfor są
na ujemnym stopniu utlenienia, a wodór na dodatnim. Należy pamiętać, że stopnie utlenienia są
wielkościami umownymi i zależą od sposobu jak i reguł według których się je oblicza. Służą one
jedynie do „księgowania” elektronów!
3 1 1 7
2
N H 3 , Cl O 4
H ,
Cr 6
O
2
2
, S
7
O
2
2
2 7 2 8
Uwaga! Stopień utlenienia może przyjmować wartości ułamkowe (por. ponadtlenki i ozonki), np.:
S
2,5
O
2
4 6
2

Ćwiczenie 2. Reakcje redoks 3
Ułamkowe lub „egzotyczne” stopnie utlenienia w niczym nie przeszkadzają przy dobieraniu
współczynników równania reakcji, co najwyżej utrudniają rachunki (bilans elektronów). Z tego
względu opracowano różne metody przypisywania stopni utlenienia. Rozpatrzmy klasyczny
przykład reakcji utlenienia toluenu do kwasu benzoesowego.
1. „Klasyczna” metoda, opierająca się na przedstawionych powyżej założeniach pozwala
dokonać następującego zapisu:
8
7
C
7
1
H
8
2
7
C
7
H
6
O
2
6
7
e
7
2. Aby jednak uniknąć ułamkowych stopni utlenienia można wzór związku zapisać w postaci
wzoru konstytucyjnego. Wówczas we wzorze konstytucyjnym najczęściej rozpatruje się
tylko ten atom, który zmienił stopień utlenienia. Przy czym w przypadku obliczania stopni
utlenienia atomów w związkach zapisanych wzorem strukturalnym obowiązuję te same
reguły co przy obliczaniu stopni utlenienia atomów w związkach zapisanych wzorem
sumarycznym. Jeżeli atom dla którego liczony jest stopień utlenienia (atom centralny)
połączony jest wiązaniem pojedynczym z atomem mniej elektroujemnym, to atom centralny
zabiera od niego jeden elektron (stopień utlenienia zmniejsza się o jednostkę). Przy wiązaniu
podwójnym atom bardziej elektroujemny zabiera dwa elektrony (stopień utlenienia
zmniejsza się o dwie jednostki), a przy wiązaniu potrójnym atom bardziej elektroujemny
zabiera trzy elektrony i jego stopień utlenienia zmniejsza się o trzy jednostki. Odwrotnie jest
przy rozpatrywaniu atomów mniej elektroujemnych. Ich stopień utlenienia zwiększa się
o jedną, dwie, lub trzy jednostki. Co ważne, w przypadku tej metody, nie bierze się pod
uwagę wkładu w stopień utlenienia pomiędzy atomami tego samego pierwiastka.
Posługując się wzorami konstytucyjnymi dla reakcji utlenienia toluenu do kwasu benzoesowego,
ilość elektronów jaką musimy odebrać konkretnemu atomowi węgla można obliczyć
następująco:
Bilansowanie równań redoks
Bilansowanie równań redoks można przeprowadzić różnymi metodami:
1. metodą stopni utlenienia (w tym wraz z doborem środowiska),
2. metodą równań połówkowych,

Ćwiczenie 2. Reakcje redoks 4
3. metodą algebraiczną (arytmetyczną).
Wszystkich zainteresowanych odsyłam do skryptu on-line, który znajduje się na stronie Katedry
Chemii Nieorganicznej, a w szczególności do Rozdziału 4 (autorstwa A. Dołęgi), gdzie
zainteresowani znajdą omówienie i zastosowanie poszczególnych metod.
http://kchn.pg.gda.pl/?p=skrypt_cw
Przykład:
Zbilansować równanie reakcji i dobrać środowisko:
Sn 2+ + MnO 4 - + ... = Sn 4+ + Mn 2+ + ...
Krok 1.Ustalamy stopnie utlenienia poszczególnych atomów:
Sn 2+ + Mn +7 O 4 - + ... = Sn 4+ + Mn 2+ + ...
Krok 2. Wskazujemy utleniacz i reduktor. Stopnie utlenienia zmieniły cyna (z +2 przeszła na +4,
a zatem utleniła się, jony Sn 2+ pełniły rolę reduktora) i mangan (z +7 przeszedł na +2, a zatem
uległ redukcji - KMnO 4 był utleniaczem)
Krok 3. Zapisujemy schematycznie cząstkowe równania reakcji
Sn 2+ + Mn +7 O 4 - + ... = Sn 4+ + Mn 2+ + ...
-2e - Mn 2+
+5e -
Sn 4+
Jon cyny(II) jest reduktorem, gdyż oddał elektrony - jest to proces utleniania. Jon
nadmanganianowy(VII) jest utleniaczem albowiem przyjął elektrony – a zatem uległ redukcji.
Krok 4. Bilansujemy równania reakcji redoks. Suma elektronów oddanych (teraz 2e - )
i przyjętych (aktualnie 5e - ) musi być sobie równa. Najmniejszą wspólną wielokrotnością jest
zatem 10.
Sn 2+ -2e - = Sn 4+ /∙5
MnO - 4 + 5e - = Mn 2+ /∙2
Uwaga, w jonie manganianowym(VI) są obecne atomy tlenu, które utworzą produkt brakujący
w początkowym zapisie reakcji:

Ćwiczenie 2. Reakcje redoks 5
5 Sn 2+ + 2 Mn +7 O 4 - + ... = 5 Sn 4+ + 2 Mn 2+ + ...
-10e - +10e -
2 Mn 2+
5 Sn 4+
Krok 5. Zapisujemy reakcję i dokonujemy bilansu ładunków po obydwu stronach równania
Po stronie lewej mamy q L = 5∙(+2) + 2∙(-1) = +8
5 Sn 2+ + 2 Mn +7 O 4 - + ... = 5 Sn 4+ + 2 Mn 2+ + ...
Po stronie prawej mamy q P = 5∙(+4) + 2∙(+2) = +24
Ładunki po obydwu stronach muszą być równe – stąd też wyciągamy wniosek, że reakcja
przebiega w środowisku kwasowym. Jony wodorowe, są akceptorami atomów tlenu z jonu
manganianowego (VII) – powstaje woda. Różnica w ładunkach wynosi 24-8=16 i dlatego 16 H +
wstawiamy po lewej stronie równania, z dalszego bilansu atomów tlenu i wodoru wynika liczba
cząsteczek wody, którą należy wpisać po prawej stronie równania.
5 Sn 2+ + 2 Mn +7 O 4 - + 16 H + = 5 Sn 4+ + 2 Mn 2+ + 8 H 2 O
W ten sposób otrzymujemy stechiometryczny zapis reakcji redoks. Należy pamiętać, że
w roztworach wodnych nie mamy do czynienia z wolnymi jonami H + , które protonują cząsteczki
wody i z tego powodu w roztworach wodnych występują jony oksoniowe (hydratowane protony)
typu H 3 O + +
, H 5 O 2 (tzw. kation Zundela) czy H 9 O + 4 (kation Eigena).
Z tego też względu powyższą reakcję lepiej zapisać w postaci:
5 Sn 2+ + 2 Mn +7 O 4 - + 16 H 3 O + = 5 Sn 4+ + 2 Mn 2+ + 24 H 2 O
Ćwiczenie 2. Część eksperymentalna
Celem ćwiczenia jest zapoznanie studentów z przebiegiem reakcji zachodzących z wymianą
elektronów pomiędzy reagentami.
Doświadczenie 1. Roztwarzanie metali
W 3 probówkach umieścić niewielką ilość metalicznego glinu. Następnie do każdej
dodać po 2 cm 3 kwasu siarkowego(VI), kwasu chlorowodorowego i kwasu azotowego(V).
Obserwować zmiany zachodzące w probówkach. Zwrócić uwagę na pęcherzyki gazu.

Ćwiczenie 2. Reakcje redoks 6
Zidentyfikować drugi produkt reakcji (kationy metalu): do roztworu należy dodać kilka kropli
1,10-fenantroliny i 2 cm 3 1M roztworu NaOH
metal: Al H 2 SO 4 HCl HNO 3
obserwacje:
identyfikacja jonów:
Napisać i zbilansować reakcje roztwarzania metalu w kwasie jakie zaszły w każdej probówce,
wskaż utleniacz (U) i reduktor (R):
H 2 SO 4 + Al ... + ...
HCl + Al ... + ...
HNO 3 + Al ... + ...
Doświadczenie 2. Porównanie aktywności chemicznej metali
W probówkach przygotować roztwory soli: azotan(V) ołowiu(II), azotan(V) niklu(II),
azotan(V) miedzi(II) i azotan(V) srebra(I). Do każdej probówki dodać nieduży kawałek cynku,
przemytego uprzednio 2 M roztworem HCl i opłukanego wodą. Probówki odstawić na 20 minut.
W międzyczasie przygotować drugi zestaw probówek z tymi samymi solami. Tym razem
wrzucić do każdej z nich kawałek oczyszczonego w 2 M roztworze kwasu azotowego(V)
i przemytego wodą drutu miedzianego. Zaobserwować, w których przypadkach zachodzą
zmiany – wypieranie metali z soli. Obserwacje zapisać:
reagent Pb(NO 3 ) 2 Ni(NO 3 ) 2 Cu(NO 3 ) 2 AgNO 3
Zn
Cu

Ćwiczenie 2. Reakcje redoks 7
Doświadczenie 3. Dobór utleniacza w reakcji redoks (potencjały standardowe)
Na podstawie podanych wartości standardowych potencjałów układów redoks określić
możliwość reakcji w grupie następujących utleniaczy: KMnO 4 , FeCl 3 i reduktorów: KI, KBr.
utleniacz reduktor czy może zajść? identyfikacja gazu
KMnO 4
KI
E 0 (MnO - 4 ,H 3O + /Mn 2+ ) = 1,52 V E 0 (I 2/I - ) = 0,53 V
KBr
FeCl 3
KI
E 0 (Br 2/Br - ) = 1,09 V
E 0 (Fe 3+ /Fe 2+ ) = 0,77 V E 0 (I 2/I - ) = 0,53 V
KBr
E 0 (Br 2/Br - ) = 1,09 V
Sprawdzić doświadczalnie trafność doboru, przeprowadzając reakcje między roztworami
utleniaczy i reduktorów zakwaszonymi 4 M roztworem H 2 SO 4 . W reakcjach,
w których spodziewane jest pojawienie się wolnego jodu lub bromu, zidentyfikować gazy na
podstawie zabarwienia warstwy dodanego chloroformu.
Doświadczenie 4. Zależność przebiegu reakcji redoks od środowiska
Do trzech probówek wprowadzić odpowiednio po 2 cm 3 :
1. 2 M H 2 SO 4 ,
2. wody destylowanej,
3. 1 M NaOH.
Do każdej z probówek dodać następnie 1 cm 3 roztworu KMnO 4 i wymieszać. Następnie do
każdej z mieszanin dodawać kroplami, mieszając, 0,1 M roztwór siarczanu(IV) sodu
(ewentualnie doświadczenie można również wykonać stosując Na 2 S 2 O 3 ). Obserwować
zachodzące zmiany. Kolor roztworu oraz stopień utlenienia manganu po reakcji zapisać w tabeli.
KMnO 4
H 2 SO 4 H 2 O NaOH
Na 2 SO 3

Ćwiczenie 2. Reakcje redoks 8
Poprawnie zbilansować równania reakcji:
MnO 4
+ SO 3
2
+ H 3 O + = Mn 2+ + SO 4
2
+ H 2 O
MnO 4
+ SO 3
2
+ H 2 O = MnO 2 + SO 4 2 + OH
MnO 4
+ SO 3
2
+ HO = MnO 4
2-
+ SO 4
2
+ H 2 O
Doświadczenie 5. Utleniacz czy reduktor
Substancje, w zależności od środowiska oraz obecności innych reagentów, mogą
zachowywać się jak utleniacze, bądź reduktory. Przeprowadź trzy reakcje z użyciem nadtlenku
wodoru. W tym celu do trzech probówek nalej ok. 1 cm 3 H 2 O 2 . Następnie do poszczególnych
probówek dodaj:
1. zakwaś H 2 SO 4 , a następnie dodaj roztwór manganianu(VII) potasu,
2. dodaj roztwór jodku potasu,
3. dodaj 2 cm 3 HNO 3 , następnie odrobinę PbO 2
Obserwuj przebieg reakcji w trzech probówkach. Zbilansuj równania reakcji połówkowych.
Wskaż utleniacz i reduktor.
Reakcja w probówce 1
W reakcji z KMnO 4 nadtlenek wodoru jest 1 : utleniaczem / reduktorem
(H 2 O 2 /2H 2 O) = 1,77 V
(O 2 /H 2 O 2 ) = 0,68 V
(MnO 4 - /Mn 2+ ) = 1,52 V
-
MnO 4 + ..... ... + ...
H 2 O 2 ... + ...
-
MnO 4 + H 2 O 2 + .....
Reakcja w probówce 2
W reakcji z KI nadtlenek wodoru jest 1 : utleniaczem / reduktorem
(H 2 O 2 /2H 2 O) = 1,77 V
(O 2 /H 2 O 2 ) = 0,68 V
(I 2 /2I - ) = 0,54 V
I 2- ...
H 2 O 2 + ..... ...
-
MnO 4 + H 2 O 2 + ..... ... + ...
1 Niepotrzebne skreślić

Ćwiczenie 2. Reakcje redoks 9
Reakcja w probówce 3
W reakcji z tlenkiem ołowiu(IV) nadtlenek wodoru jest 1 : utleniaczem / reduktorem
PbO 2 ...
H 2 O 2 + ..... ...
PbO 2 + H 2 O 2 + ..... ... + ...
Doświadczenie 6. Reakcje redoks
Do trzech probówek zawierających po 4 cm 3 K 2 CrO 4 dodać po 1 cm 3 H 2 SO 4 .
Do poszczególnych probówek dodaj:
1. do pierwszej 2 cm 3 Na 2 S 2 O 3
2. do drugiej 1 cm 3 roztworu soli Fe 2+,
3. do trzeciej 2 cm 3 roztworu KI.
Za pomocą papierka wskaźnikowego zbadaj odczyn mieszanin reakcyjnych. Zanotuj obserwacje.
K 2 CrO 4 + H 2 SO 4
reagenty odczyn barwa przed reakcją barwa po reakcji
1 Na 2 S 2 O 3 ,
2 Fe 2+,
3 KI
Do probówki nr 2, po reakcji dodaj kilka kropli rodanku potasu (KSCN) – o czym świadczy
pojawiające się zabarwienie?
Zapisz i zbilansuj reakcje jakie zaszły w każdej probówce.

Ćwiczenie 2. Reakcje redoks 10
Doświadczenie 7. Substancje organiczne w reakcjach redoks
Do probówki z roztworem dichromianu potasu wprowadzić po kilka kropli stężonego kwasu
siarkowego(VI) i alkoholu etylowego. Zwrócić uwagę na zmianę zabarwienia roztworu
i pojawienie się specyficznego zapachu. Co jest produktem utleniania alkoholu?
Co się dzieje z roztworem K 2 CrO 4 po dodaniu kwasu? Opisz barwy roztworów oraz jony
powstałe w wyniku zakwaszenia próbki.
Doświadczenie 8. Wewnątrzcząsteczkowe procesy utleniająco-redukujące
Termiczny rozkład dichromianu(VI) amonu. Pokaz. W małym tyglu umieścić dokładnie
rozdrobnioną i ubitą próbkę (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 wraz ze wstążką magnezową. Zapalić wstążkę.
Obserwować zmianę barwy i tworzące się substancje. Uzupełnić poniższe równanie. Wskazać
utleniacz i reduktor.
(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2
Zagadnienia teoretyczne
1. Zdefiniować pojęcia: stopień utlenienia pierwiastka, utleniacz, reduktor, utlenianie,
redukcja.
2. Podaj możliwie najprostszy przykład reakcji redoks.
3. Podaj przykład procesu redoks, który znalazł zastosowanie przemysłowe.
4. Podaj po 5 przykładów reduktorów i utleniaczy.
5. Jak ze wzrostem liczby atomowej zmieniają się redukujące właściwości jonów
halogenkowych oraz utleniające właściwości wolnych fluorowców?
6. Jaki jest związek między położeniem metalu w szeregu elektrochemicznym
a możliwością reagowania tego metalu z: a) z wodą, b) z kwasami nieutleniającymi,
c) z kwasami utleniającymi?

Ćwiczenie 2. Reakcje redoks 11
Zadania obliczeniowe
1. Oblicz stopnie utlenienia pierwiastków w następujących związkach i jonach: NO - 2 ,
Ca(MnO 4 ) 2 , Na 2 S 2 O 3 , (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 , SO 2- 3 ,C 6 H 6 , NaH, OF 2 , HSO - 3 , Be, H 2 O 2 , HNO 3 ,
ClO - , CH 3 OH, MnO 2- 4 , CH 3 COOH, K 4 [Fe(CN) 6 ].
2. Dobierz współczynniki w następujących równaniach redoks:
PbO 2 + HCl = PbCl 2 + Cl 2 + H 2 O
Zn + NO - 3 + ... → Zn 2+ + NH + 4 + ...
Cr +3 + Cl 2 + ... = CrO -2 4 + Cl - + ...
Cr 2 O 2- 7 + S 2- + ... = Cr 3+ + S + ...
Cr 2 O -2 7 + ... + C 7 H 8 = Cr +3 + C 7 H 6 O 2 + ...
HClO 4 + H 2 SO 3 = HCl + H 2 SO 4
FeSO 4 + HNO 3 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + NO + H 2 O
I 2 + Cl 2 + H 2 O = HIO 3 + HCl
Br 2 + ... = BrO - 3 + Br - + ...
As 2 S 5 + HNO 3 = As(NO 3 ) 5 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O