Zamknięcie działu 5

Słowniczek działu

Stopień utlenienia (SU) — umowna liczba elektronów „przypisana" atomowi w związku; narzędzie śledzenia elektronów w redoks.
Utlenianie — wzrost SU; atom oddaje elektrony.
Redukcja — spadek SU; atom przyjmuje elektrony.
Utleniacz — przyjmuje elektrony; sam ulega redukcji.
Reduktor — oddaje elektrony; sam ulega utlenieniu.
Reakcja redoks — reakcja z transferem elektronów; utlenianie i redukcja zawsze zachodzą razem.
Bilans elektronowy — metoda bilansowania: wyrównaj liczbę e⁻ oddanych i przyjętych.
Szereg aktywności metali — uszeregowanie według rosnącej zdolności do oddawania e⁻.
Korozja — spontaniczne utlenianie metalu w środowisku (reakcja redoks).
Kwas utleniający — kwas, w którym anion jest utleniaczem (HNO₃, stęż. H₂SO₄).
Pasywacja — blokada dalszej reakcji przez szczelną warstwę tlenku.
[R] Potencjał standardowy $E°$ — napięcie halfcell względem NHE; wyższy $E°$ = silniejszy utleniacz.
[R] SEM ogniwa — $E°_\text{katoda} - E°_\text{anoda}$; SEM > 0 → reakcja spontaniczna.
[R] Katoda / anoda — elektrody redukcji / utleniania.
[R] Manganian(VII) — sól z jonem $\text{MnO}_4^-$ (Mn na +7); fioletowy, silny utleniacz; produkt jego redukcji zależy od pH.
[R] Manganian(VI) — sól z jonem $\text{MnO}_4^{2-}$ (Mn na +6); zielony, produkt redukcji manganianu(VII) w środowisku silnie zasadowym.
[R] Chromian(VI) — sól z jonem $\text{CrO}_4^{2-}$ (Cr na +6); żółty, trwały w środowisku zasadowym/obojętnym.
[R] Dichromian(VI) — sól z jonem $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}$ (Cr na +6); pomarańczowy, silny utleniacz w środowisku kwaśnym (→ zielony $\text{Cr}^{3+}$).

W pigułce działu

Stopień utlenienia to etykieta rachunkowa (nie realny ładunek), służąca do śledzenia elektronów.
Utlenianie = wzrost SU = oddawanie e⁻; redukcja = spadek SU = przyjmowanie e⁻. Zawsze razem.
Bilans elektronowy: wyrównaj e⁻ oddane i przyjęte → wskaźniki stechiometryczne.
Szereg aktywności: metal wyżej wypiera metal niżej z soli; metale powyżej H₂ reagują z kwasami nieutleniającymi.
HNO₃ i stęż. H₂SO₄ są kwasami utleniającymi — reagują z metalami poniżej H₂; pasywacja chroni Al i Fe w stężonych kwasach.
[R] Wyższy $E°$ = silniejszy utleniacz; SEM = $E°_\text{katoda} - E°_\text{anoda}$

0 = spontaniczna.
[R] Reakcje organiczne (utlenianie alkoholi, hydrogenacja, spalanie) to reakcje redoks — SU węgla zmienia się od −4 (CH₄) do +4 (CO₂).
[R] Produkt redukcji MnO₄⁻ zależy od pH (kwaśne → Mn²⁺, obojętne → MnO₂, zasadowe → MnO₄²⁻); chromian ⇌ dichromian steruje pH (przekora), a chrom(VI) utlenia dopiero w środowisku kwaśnym.

Sprawdzian działowy

1. [P] Oblicz SU pierwiastka podkreślonego: (a) N w $\text{NH}_3$; (b) S w $\text{Na}_2\text{SO}_4$; (c) Mn w $\text{MnO}_4^-$; (d) C w $\text{CO}_3^{2-}$.

Odpowiedzi

(a) $x + 3(-1) = 0 \Rightarrow N = -3$ (tu H przy N to wodorek, H = −1? Nie — NH₃ to związek N z H, N jest bardziej elektroujemny → H = +1: $x + 3(+1) = 0 \Rightarrow N = -3$. ✓ (b) $x + 4(-2) + 2(+1) = 0 \Rightarrow S = +6$. (c) $x + 4(-2) = -1 \Rightarrow Mn = +7$. (d) $x + 3(-2) = -2 \Rightarrow C = +4$.

2. [P] W reakcji: $\text{Cl}_2 + 2\text{NaOH} \to \text{NaCl} + \text{NaClO} + \text{H}_2\text{O}$: (a) czy to reakcja redoks? Uzasadnij; (b) wskaż utleniacz i reduktor.

Odpowiedzi

(a) Cl w Cl₂: SU = 0. Cl w NaCl: SU = −1. Cl w NaClO: SU = +1. Tak — to redoks: jeden Cl utlenia się (+1), drugi redukuje (−1). To dysproporcjonowanie (dysmutacja) — ten sam pierwiastek ulega jednocześnie utlenieniu i redukcji. (b) Cl₂ jest zarówno utleniaczem (ta połowa → Cl⁻) jak i reduktorem (ta połowa → ClO⁻).

3. [P] Szereg aktywności: $\text{Mg} > \text{Zn} > \text{Fe} > \text{Cu} > \text{Ag}$. Przewidź, czy reakcje zachodzą; dla zachodzących napisz równanie: (a) $\text{Fe} + \text{ZnSO}_4$; (b) $\text{Cu} + \text{FeSO}_4$; (c) $\text{Mg} + \text{CuSO}_4$.

Odpowiedzi

(a) Nie — Fe leży poniżej Zn w szeregu (tu: Mg > Zn > Fe > Cu > Ag, więc Fe jest mniej aktywny niż Zn). Fe nie wypierze Zn. (b) Nie — Cu leży poniżej Fe. (c) Tak: $\text{Mg} + \text{CuSO}_4 \to \text{MgSO}_4 + \text{Cu}$ Bilans: Mg 0→+2 (2 e⁻); Cu²⁺ 0 (2 e⁻). ✓

4. [P] Napisz i zbilansuj metodą bilansu elektronowego reakcję: $\text{Zn} + \text{H}_2\text{SO}_4 \xrightarrow{\text{stęż., gorąco}} \text{ZnSO}_4 + \text{SO}_2 + \text{H}_2\text{O}$

Odpowiedzi

SU: Zn 0→+2 (oddaje 2 e⁻); S +6→+4 (przyjmuje 2 e⁻). Wskaźniki 1:1. $$\text{Zn} + 2\text{H}_2\text{SO}_4 \xrightarrow{\text{stęż., gorąco}} \text{ZnSO}_4 + \text{SO}_2\uparrow + 2\text{H}_2\text{O}$$ Sprawdzenie: Zn 1/1; S 2/2; H 4/4; O 8/8. ✓

5. [R] Dane: $E°(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}) = +0{,}77\ \text{V}$; $E°(\text{I}_2/\text{I}^-) = +0{,}54\ \text{V}$. (a) Czy jony $\text{Fe}^{3+}$ mogą utleniać jony $\text{I}^-$? Oblicz SEM; (b) napisz równanie sumaryczne.

Odpowiedzi

(a) Anoda (utlenianie): I⁻ (niższy $E°$). Katoda (redukcja): Fe³⁺ (wyższy $E°$). $\text{SEM} = +0{,}77 - 0{,}54 = +0{,}23\ \text{V} > 0$ → spontaniczna. Tak, Fe³⁺ utlenia I⁻.

(b) Halfcells: $2\text{I}^- \to \text{I}_2 + 2e^-$; $2\text{Fe}^{3+} + 2e^- \to 2\text{Fe}^{2+}$. Suma: $2\text{Fe}^{3+} + 2\text{I}^- \to 2\text{Fe}^{2+} + \text{I}_2$.

6. [R] Roztwór KMnO₄ podzielono na dwie części: pierwszą zakwaszono H₂SO₄, drugą zalkalizowano stężonym NaOH, po czym do obu dodano roztwór Na₂SO₃. (a) Podaj produkty redukcji manganu i obserwacje w obu probówkach; (b) zbilansuj równanie jonowe dla probówki zakwaszonej.

Odpowiedzi

(a) Probówka kwaśna: $\text{Mn}^{2+}$ — zanik fioletowej barwy (roztwór praktycznie bezbarwny). Probówka zasadowa: $\text{MnO}_4^{2-}$ — zmiana barwy z fioletowej na zieloną.

(b) SU: Mn +7 → +2 (5 e⁻); S +4 → +6 (2 e⁻) → mnożniki 2 i 5: $$2\text{MnO}_4^- + 5\text{SO}_3^{2-} + 6\text{H}^+ \to 2\text{Mn}^{2+} + 5\text{SO}_4^{2-} + 3\text{H}_2\text{O}$$ Kontrola ładunku: $(-2) + (-10) + (+6) = -6$ i $(+4) + (-10) = -6$. ✓