Reakcje utleniania i redukcji - Notatki - Chemia, Notatki'z Chemia
hannibal00
hannibal0031 May 2013

Reakcje utleniania i redukcji - Notatki - Chemia, Notatki'z Chemia

PDF (102.8 KB)
5 strona
1000+Liczba odwiedzin
Opis
Chemia: notatki z zakresu chemii opisujące reakcję utleniania i redukcji.
20punkty
Punkty pobierania niezbędne do pobrania
tego dokumentu
Pobierz dokument
Podgląd3 strony / 5
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.

4.3 Reakcje utleniania i redukcji Zmiany potencjału redoks w roztworze zależą od zmian stosunku stężeń postaci utlenionej i zredukowanej układu utleniająco-redukującego. Potencjał redoks roztworu dany jest wzorem Nernsta: E=E°+(RT/nF)ln(autl/a red) Który dla ułatwienia obliczeń można przekształcić do postaci: E= Środowisko, w którym układ się znajduje może mieć znaczny wpływ na potencjał redoks. pH wpływa znacząco na te układy, w których występują jony wodorowe lub wodorotlenowe. Ogólnie reakcje te można przedstawić wzorami, których postać zależy od tego czy występują w nich jony H+ czy OH-

OHmdenHmUtl 211111 2 Re +↔++ + 4.3.1a

OHmUtlenOHmd 222222Re +↔−+ − 4.3.1b

4.3.1 Potencjał redoks w obecności jonów H+ Równanie Nernsta określające potencjał układu zawierającego jony wodorowe przyjmuje postać:

1 1

11 1

1log059,0 m Hutl

redo

aa a

n EE

+

−=

Po przekształceniu otrzymuje się wzór:

1

1log059,0log059,0 11

1 11

utl

red H

o

a a

n a

n mEE −−= +

Przyjmując, że:

pHaH −=+log można zapisać

1

1log059,0059,0 11

1 11

utl

redo

a a

n pH

n mEE −−= 4.3.2

Zgodnie z tym równaniem, jeśli reakcja redoks biegnie z udziałem jonów wodorowych to zwiększenie kwasowości roztworu, czyli zmniejszenie pH prowadzi do podwyższenia potencjału utleniającego układu. Natomiast zmniejszenie stężenia jonów wodorowych obniża potencjał.

Przykładem wpływu pH na potencjał redoks jest zależność właściwości utleniających jonów −4MnO od kwasowości roztworu. Potencjał standardowy dla układu +− 24 / MnMnO wynosi V15,1+ . Jeśli zmniejszymy stężenie jonów wodorowych np. do stężenia lmolC /10,0= wówczas zmieni się potencjał układu. Dla reakcji:

OHMneHMnO 2 2

4 458 +↔++ ++−

potencjał jest opisany wzorem:

[ ][ ] [ ]+

+−

+= 2

8 4log

5 059,0

Mn HMnOEE o

podstawiając stężenia i zakładając, że [ ] [ ] 124 == +− MnMnO

( ) VE 416,1 1 10,01log

5 059,051,1

8

+=++=

Widać, że po obniżeniu stężenia jonów wodorowych potencjał układu redoks zmniejszył się. Zdolność utleniająca jonu −4MnO rośnie ze wzrostem kwasowości roztworu:

VEpHpH

OHMnHeMnO 52,107 485 2

2 4

=°−=⇒<< +↔++ ++−

VEpHpH

OHMnOHeMnO 24,137

243 224 =°−=⇒=

+↓↔++ +−

−− ↔+ 244 MnOeMnO VEpHpH 95,067 =°−=⇒>> Różnice potencjałów dla jonu −4MnO przy różnych pH wykorzystuje się do utleniania jonów halogenkowych. Przy pH = 0 jony −4MnO utleniaja bowiem wszystkie jony halogenkowe, przy pH = 3 bromki i jodki, a przy pH = 6 tylko jodki. 4.3.2 Potencjał redoks układu zawierającego jony OH-

Rozpatrując w analogiczy sposób reakcję redoks przebiegająca zgodnie z równaniem 4.3.1b otrzymuje się:

2

2log059,0log059,0 22

2 22

utl

red OH

o

a a

n a

n mEE −+= −

Zakładając, że:

14log −=−=− pHpOHaOH

Otrzymuje się:

( ) 2

2log059,014059,0 22

2 22

utl

redo

a a

n pH

n mEE −−+=

2

2log059,0059,0826,0 22

2

2

2 22

utl

redo

a a

n pH

n m

n mEE −+−= 4.3.3[2]

Z tego równania wynika, że w przypadku reakcji redoks, biegnącej z udziałem jonów −OH , w miarę wzrostu pH potencjał tego układu wzrasta. Układ jest silniejszym utleniaczem w środowiskach bardziej zasadowych, a silniejszym reduktorem w roztworach kwaśnych. 4.3.3 pH a przebieg reakcji redoks Kolejnym ważnym znaczeniem pH jest jego wpływ na kierunek przebiegu reakcji. Oznacza to, że przy odpowiednim pH substancja, która była w danej przemianie utleniaczem, może stać się reduktorem przy innej kwasowości roztworu. Reduktor staje się wówczas utleniaczem. Zmieniając więc stężenie jonów wodorowych zmienia się potencjał utleniająco – redukujący, a co się z tym wiąże możliwa jest zmiana kierunku reakcji. Dobrym przykładem potwierdzającym ten fakt jest reakcja:

OHJAsOHJAsO 22 3 3

3 4 22 ++↔++

−+−−

Wielkość potencjałów oE układu −− 33 3 4 / AsOAsO wynosi V57,0+ , a układu

JJ 2/2 wynosi V54,0+ . Zgodnie z tymi wartościami reakcja powinna przebiegać w powyższy sposób, czyli

jony −34AsO powinny utleniać jony −J do 2J . Tak się dzieje wówczas gdy stężenia

−3 4AsO i

−3 3AsO są równe [ ] 1=+H lub większe.

Jeśli reakcje przeprowadzimy w środowisku 3NaHCO , czyli przy pH około 8 spowoduje to zmniejszenie stężenia jonów wodorowych. To z kolei nie wpłynie na potencjał układu

JJ 2/2 , ale wpłynie na układ −− 3

3 3 4 / AsOAsO . Wówczas przemiana w postaci utlenionej

zredukowaną przebiegnie z udziałem jonów wodorowych zgodnie z równaniem:

OHAsOeHAsO 2 3 3

3 4 22 +↔++

−+−

potencjał redoks zmniejszy się do wielkości 0,11V :

[ ][ ] [ ] VAsO

HAsOE AsOAsO 11,0log2 059,057,0 3

3

23 4

/ 33 3 4

=+= − +−

−−

Ponieważ 0,11 < 0,54 to reakcja przebiegnie w kierunku odwrotnym zgodnie z równaniem

−+−− ++↔++ JHAsOOHJAsO 223422 3 3

Przykład ten pokazuje, że jeśli w reakcji występują jony wodorowe to reakcję należy prowadzić w środowisku kwaśnym. Jeśli natomiast jony te tworzą się w trakcie reakcji trzeba je wówczas związać wprowadzając do roztworu zasadę. Jeżeli w reakcji nie występują jony wodorowe ani wodorotlenowe to zmiana stężenia tych jonów nie wpływa na przebieg tej reakcji. Dzieje się tak jeśli nie zachodzą żadne reakcje uboczne. 4.3.4 Reakcje dysproporcjonowania W reakcjach dysproporcjonowania jon lub cząsteczka ulega jednocześnie utlenianiu i redukcji. Dalszy przebieg tych reakcji w roztworze wodnym zależy znacząco od pH. Zmiana odczynu środowiska powoduje, że zmieniają się rodzaje jonów obecnych w roztworze.Za przykład może posłużyć układ chlor-woda. Chlor ulega w wodzie reakcji dysproporcjonowania, która przebiega zgodnie z równaniem:

+− +↔ ClClCl2

Jon +Cl reaguje z woda według równania:

++ +↔+ HClOHOHCl 2 Zależnie od pH zmieniają się jony występujące w roztworze. W roztworach kwaśnych występują chlorki , kwas podchlorawy oraz wolny chlor. Wraz ze wzrostem pH zanika wolny chlor który ulega dysproporcjonowaniu na jony −Cl i +Cl , a te z kolei przechodzą całkowicie w ClOH . Jeśli pH osiągnie wartość 5,7=ClOHpK , ClOH zanika, a w roztworze pozostają jony −Cl i −ClO . Reakcja dysproporcjonowania chloru powoduje więc wzrost kwasowości środowiska zgodnie z równaniem:

+− ++↔+ HClClOHOHCl 22

4.3.5 potencjał układu, zawierającego jony hydratowane Obecność jonów wodorowych wywiera również znaczny wpływ na reakcje redoks, przebiegające z udziałem jonów hydratowanych. Przykładem są jony wanadu na stopniu utlenienia 4 i 5. Jony te w środowisku wodnym są uwodnione i w roztworze kwaśnym przebiega reakcja:

+++ +→⋅ HVOOHV 22 22 5

i +++ +→⋅ HVOOHV 222

4

Dlatego też reakcja ++ ↔+ 45 VeV jest niemożliwa w środowisku wodnym i wówczas przebiega reakcja:

OHVOeHVO 2

2 2 2 +↔++

+++

Potencjał tej reakcji przedstawia się następująco:

[ ] [ ][ ]22

2

log059,0 ++

+

−= HVO

VOEE o

Lub po przekształceniu:

[ ] [ ]+

+

−−= 2

2

log059,012,0 VO VOpHEE o

Powyższe równanie wskazuje, na to, że pH ma wpływ na potencjał układu, w którym występują jony hydratowane. Zależnie od pH albo V (V) może utlenić jony −J , albo 2J może utlenić V (IV). Środowisko, w jakim układ się znajduje ma więc duży wpływ na jego potencjał utleniająco – redukujący. Ten z kolei wpływa na szereg innych reakcji chemicznych. Zmieniając pH możemy kierować przebiegiem reakcji, jesteśmy w stanie przewidzieć z czym dany jon będzie reagował w danym środowisku. Ponadto odpowiednia zmiana stężenia jodów wodorowych może prowadzić do zahamowania tych reakcji, które nie zachodzą w danym zakresie pH .

komentarze (0)
Brak komentarzy
Bądź autorem pierwszego komentarza!
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
Docsity is not optimized for the browser you're using. In order to have a better experience we suggest you to use Internet Explorer 9+, Chrome, Firefox or Safari! Download Google Chrome