Chemia/Reakcje redoks (utleniania i redukcji)

Z Brain-wiki

Przebieg reakcji redoks

  • Reakcje redoks (utleniania i redukcji) polegają na wymianie elektronów pomiędzy donorem i akceptorem.
  • Proces redukcji polega na przyłączaniu elektronów przez akceptor, w wyniku czego następuje obniżenie jego stopnia utlenienia:
Fe3+ + e → Fe2+,
MnO4¯ + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O.
  • Proces utlenienia polega na oddawaniu elektronów przez donor, w wyniku czego następuje podwyższenie jego stopnia utlenienia:
Mg – 2e → Mg2+,
Cr3+ + 8OH¯ - 3e → CrO42- + 4H2O.

Określanie stopni utlenienia

  • Stopniem utlenienia pierwiastka wchodzącego w skład związku chemicznego określa się jako liczbę dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych, jakie można byłoby im przypisać, gdyby związki miały budowę jonową (jest to pojęcie umowne).
  • Określanie stopnia utlenienia odbywa się według następujących reguł:
    • pierwiastkom w stanie wolnym przypisuje się stopień utlenienia 0,
    • tlen w większości związków posiada stopień utlenienia -2, w nadtlenkach -1 (BaO2),
    • a w ponadtlenkach -1/2 (KO2),
    • wodór ma w związkach stopień utlenienia +1, z wyjątkiem wodorków metali,
    • w których jego stopień utlenienia wynosi -1.

Sprzężone pary redoks

  • Reakcje redoks mogą przebiegać tylko jako reakcje sprzężonych układów redoks.
  • Redukcja Fe3+ do Fe2+ za pomocą jonów J¯.
Fe3+ + J¯ → Fe2+ + ½ J0
Fe3+ + e → Fe2+ (redukcja)     J¯ - e → ½ J0 (utlenianie)
  • Utlenianie Sn(II) za pomocą jonów MnO4¯.
2MnO4¯ + 5Sn2+ + 16H+ → 2Mn2+ + 5Sn4+ + 8H2O
2MnO4¯ + 16H+ + 5e → 2Mn2+ + 8H2O (redukcja)
5Sn2+ - 10e → 5Sn4+ (utlenianie)

Potencjał redoks

  • Potencjał redoks (E) jest wielkością charakteryzującą dany układ pod względem jego zdolności utleniających bądź redukujących.
  • Potencjały redoks wyznacza się ze wzoru Nernsta:
[math]E= E^0+ \frac{RT}{nF}\ln\frac{a_\mathrm{ox}}{a_\mathrm{red}}[/math]
gdzie [math]E^0[/math] oznacza potencjał standardowy danego układu, R – stałą gazową [math]\left(\unit{8,314}{ \frac{J}{K mol}}\right)[/math], T – temperaturę (K), n – liczbę elektronów wymienianych w reakcji, F – stałą Faradaya [math]\left(\unit{96 490}{ \frac{C}{mol}}\right)[/math], [math] a_\mathrm{ox}[/math], [math]a_\mathrm{red}[/math] aktywności formy zredukowanej i utlenionej.
  • Gdy [math]a_\mathrm{ox}=a_\mathrm{red}=1[/math], układ osiąga potencjał standardowy [math]E_0[/math].
  • Równanie Nernsta można również zapisać w postaci:
[math]E=E^0+\frac{RT}{nf}\ln\frac{[\mathrm{ox}]}{[\mathrm{red}]}+\frac{RT}{nf}\ln\frac{f_\mathrm{ox}}{f_\mathrm{red}}[/math].
  • Jeżeli współczynniki aktywności formy zredukowanej i utlenionej przyjmie się za jednakowe, to w równaniu Nernsta występują stężenia:
[math]E=E^0+\frac{RT}{nf}\ln\frac{[\mathrm{ox}]}{[\mathrm{red}]}[/math].
  • Po podstawieniu wartości liczbowych stałej gazowej i Faradaya oraz zamianie ln na log, równanie Nernsta dla temperatury 25°C ma postać:
[math]E= E^0+ \frac{0,059}n \log\frac{[\mathrm{ox}]}{[\mathrm{red}]}[/math]
  • Standardowe potencjały redoks wyznacza się wobec elektrody odniesienia, której potencjał umownie przyjmuje się je jako zerowy. Elektrodą taką jest standardowa elektroda wodorowa. Elektroda wodorowa składa się z blaszki platynowej zanurzonej w roztworze wodnym zawierającym jony H+ o aktywności równej 1, omywanej gazowym wodorem pod ciśnieniem 1 atm.
  • Na elektrodzie wodorowej zachodzi proces redoks:
H3O+ + e → ½ H2 + H2O.
  • Potencjał elektrody wodorowej jest określony wzorem:
[math]E_\frac{\mathrm H^+}{\mathrm H^2} = E^0_\frac{\mathrm H^+}{\mathrm H^2} + \frac{RT}F\ln a_{\mathrm H_3 \mathrm O^+}[/math]
  • Dla aktywności jonów wodorowych równej 1, przyjmuje się wartość [math]E^0 = 0[/math].
  • Pomiar potencjału dowolnego układu redoks wobec elektrody wodorowej jest równoznaczny z pomiarem siły elektromotorycznej ogniwa złożonego z tej elektrody oraz badanego układu redoks.