POWRÓT

SEMESTR I

Typy reakcji chemicznych - reakcje utleniania i redukcji, reakcje strąceniowe


Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Utlenianie, redukcja
Stopnie utlenienia
Bilansowanie równań "Redox"
Reakcje strąceniowe

 

Utlenianie, redukcja

   


W przemyśle, w laboratoriach jak i w przyrodzie spotykamy się z dużą różnorodnością reakcji chemicznych. Najprostszym typem reakcji chemicznej jest reakcja, w której jeden pierwiastek chemiczny łączy się z drugim pierwiastkiem chemicznym, tworząc związek chemiczny. Przykładem może być reakcja pierwiastka cynku z pierwiastkiem siarki w celu wytworzenia związku - siarczku cynkowego.

Zn + S --> ZnS

Bardziej złożoną i jedną z najważniejszych reakcji chemicznych w świecie jest reakcja fotosyntezy w czasie której z atmosfery jest usuwany dwutlenek węgla i powstaje tlen oraz glukoza.

6CO2 + 6H2O --> C6H12O6 (glukoza) + 6O2

Wszyscy znamy proces spalania węgla kamiennego (koksu), który w naszym kraju jest głównym zródłem energii. Dzięki tej reakcji, przeprowadzanej w elektrociepłowniach jak i w wielu gospodarstwach domowych, jest możliwe ogrzewanie mieszkań i przygotowanie posiłków.

C + O2 --> CO2 + Q (ciepło)

W rozdziale VIII poznaliśmy reakcje zachodzące w roztworach, takie jak;

  • reakcje zobojętniania (Mg(OH)2 + 2HCl --> MgCl2 + 2H2O),
  • reakcje wytrącania osadów (AgNO3 + NaCl --> AgCl(osad) + NaNO3).

Czy w wyżej napisanych reakcjach chemicznych cynku z siarką, fotosyntezy, spalania węgla, zobojętniania, wytrącania osadów znajdziemy wspólne elementy?
Pozornie wydaje się, że wszystkie wymienione reakcje chemiczne mają niewiele wspólnych cech. Różnice wynikają z innego zestawu reagentów, różnych efektów energetycznych i środowiska reakcji. Niemniej okazuje się, że pierwsze trzy reakcje chemiczne, cynku z siarką, fotosyntezy i spalania węgla należą do tej samej rodziny, tj. reakcji utleniania-redukcji, zwane reakcjami redoks. Cechą charakterystyczną tej klasy reakcji jest przenoszenie elektronów z jednego atomu do drugiego, czego nie obserwujemy w reakcji zobojętniania i wytrącania osadów.

Utlenienie polega na oddawaniu elektronów przez atomy lub grupy atomów (proces deelektronizacji).
Redukcja polega na przyjmowaniu elektronów przez atomy lub grupy atomów.

Odebranie elektronów możliwe jest tylko wówczas, gdy w układzie oprócz atomów, cząsteczek lub jonów oddających elektrony obecne są także atomy, cząsteczki lub jony zdolne do równoczesnego pobrania elektronów; toteż proces utlenienia przebiega zawsze równolegle z procesem redukcji i odwrotnie, redukcji towarzyszy utlenienie.

Przykłady reakcji utleniania-redukcji

1. Reakcja metalicznego wapnia z tlenem

Ca + 1/2 O2 --> CaO
utlenianie - Ca0 --> CaII + 2e
redukcja - 1/2 O02 + 2e --> O-II


Ca0 + 1/2 O02 --> CaIIO-II

2. Reakcja metalicznego wapnia z chlorem

Ca + Cl2 --> CaCl2
utlenianie - Ca0 --> CaII + 2e
redukcja - Cl02 + 2e --> 2Cl-I


Do góry


 

Stopnie utlenienia

   


     Pojęcie stopienia utlenienia zdefiniowaliśmy w rozdziale - reakcje chemiczne, i zgodnie z podaną definicją - stopniem utleniania pierwiastka wchodzącego w skład określonej substancji nazywaliśmy liczbę dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych jakie przypisalibyśmy atomom tego pierwiastka gdyby cząsteczki tej substancji miały budowę jonową.
Jak należy rozumieć podaną definicję?


Rys. 1 Podstawowe stopnie utlenienia pierwiastków bloku s i p

Dla wyjaśnienia posłużymy się substancją prostą, która posiadając budowę jonową jest zawsze jonem jednoatomowym. Taką substancją może być dowolny pierwiastek bloku s i p układu okresowego. W przykładzie wykorzystamy pierwiastek 2 grupy, wapń i pierwiastek 17 grupy fluor. Wapń w postaci jonów występuje jako Ca+2, a fluor jako F-. Stopień utlenienia zgodnie z podaną definicją, będzie taki sam jak ładunek jonu. Tak więc stopień utlenienia wapnia wynosi II, a stopień utlenienia fluoru jest równy -I.
Nadmiar elektronów nazywa się ujemnym stopniem utlenienia, natomiast niedomiar elektronów - dodatnim stopniem utlenienia. Podstawowe stopnie utlenienia pierwiastków bloku s i p przedstawiono na rysunku 1.

Przypisywanie ładunków w związkach chemicznych odbywa się według następujących reguł:

  • suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczki obojetnej wynosi zero, natomiast wchodzących w skład jonu równa się całkowitej wartości jonu.
  • pierwiastkom w stanie wolnym przypisuje się stopień utlenienia O.
  • fluor we wszystkich swych połączeniach występuje w stopniu utlenienia -I.
  • tlen w swych połączeniach występuje w stopniu utlenienia -II. Wyjątek stanowią nadtlenki, np. BaO2, dla których przyjmuje się stopień utlenienia -I oraz OF2, w którym tlen przyjmuje stopień utlenienia II.
  • wodór przyjmuje w swych związkach stopien utlenienia I. Wyjątek stanowią wodorki litowców i berylowców (np.LiH, CaH2), w których jego stopien utlenienia równy jest -I oraz B2H6, AlH3, SiH4.
  • stopień utlenienia litowców wynosi I a berylowców II.

Z przytoczonych powyżej reguł wynika prosty sposób określania stopnia utlenienia pierwiastków w ich związkach chemicznych.

Przykłady obliczania stopnia utlenienia

Wyznacz stopien utlenienia w a) CO2, b) CO3-2 i c) MnO4-.

Rozwiązanie


a) CO2 - cząsteczka obojętna a więc suma stopni utlenienia w związku wynosi 0.

[stopień utlenienia C] + [2*stopień utlenienia O] = 0
x + 2*(-II) = 0

Stopien utlenienia węgla wynosi więc IV.


b) CO3-2 - jon o ładunku -2, a więc suma stopni utlenienia w jonie wyniesie -2.

[stopień utlenienia C] + [3*stopień utlenienia O] = -2
x + 3*(-II) = -2

Stopien utlenienia węgla wynosi więc IV.


c) MnO4- - jon o całkowitym ładunku -1, a więc suma stopni utlenienia w jonie wyniesie -1.

[stopień utlenienia Mn] + [4*stopień utlenienia O] = -1
x + 4*(-II) = -1

Stopien utlenienia manganu wynosi więc VII.

Pojęcie stopnia utlenienia należy z dużą ostrożnością stosować do związków z wiązaniami wielokrotnymi oraz do połączeń, w których występuje więcej niż jeden atom danego pierwiastka np. N2O.
Atomy azotu nie są tutaj równocenne. Podobnie i w anionie czterotionianowym S4O6-2 występują trzy różne atomy siarki.
Stopnia utlenienia nie stosuje się również do związków miedziometalicznych, np. Cu3Al, Au5Zn8, AgZn itp.

Do góry


 

Utleniacze, reduktory

   


Z poprzedniego rozdziału dowiedzieliśmy się że, utlenianiu i redukcji atomu odpowiada zwiększenie lub zmniejszenie jego stopnia utlenienia i ta zmiana stopnia utlenienia jest możliwa wtedy jeżeli w środowisku reakcji znajdą się substancje zdolne do przyjęcia i oddania elektronów. Substancje powodujące utlenianie w reakcji redoks noszą nazwę utleniacza a substancje powodujące redukcję reduktora. Znając nowe pojęcia, reakcję utlenienia-redukcji możemy zdefiniować jako proces, w którym następuje wymiana elektronów między substancją utleniającą a substancją redukującą, na skutek czego atomy pierwiastków biorących udział w reakcji zmieniają swój stopień utlenienia.

Utleniacze

Zgodnie z elektronową interpretacją procesów utlenienia-redukcji utleniaczami są atomy, jony lub czasteczki posiadajace zdolność przyjmowania elektronów tzn. odbierania ich od innych atomów lub grup atomów, powodując w ten sposób ich utlenienie.

Utleniacze zatem, utleniając inne substancje, same ulegaja redukcji.
Utleniaczmi mogą być;

  • pierwiastki najbardziej elektroujemne, a więc: fluor F2, Chlor Cl2, brom Br2 oraz tlen O2,
  • związki chemiczne w których występują pewne pierwiastki na najwyższych stopniach utlenienia np. nadmanganian potasowy KMnVIIO4, dwuchromian potasowy K2CrVI2O7, nadtlenek wodoru H2O-I2, azotan potasowy KNVO3, kwas azotowy HNVO3 i inne,
  • jony, jak na przykład NVO3-, MnVIIO4-

Funkcję utleniacza w reakcji redoks można opisać w trojaki sposób;
Przeniesienie elektronu; Utleniacz usuwa elektrony z cząstki utlenianej.
Stopień utlenienia; Utleniacz zawiera pierwiastek, którego stopień utlenienia zmniejsza się.
Reakcja; Utleniacz jest cząstką, która ulega redukcji.

Reduktory

Reduktorami są atomy, jony lub cząsteczki posiadające zdolność oddawania elektronów innym atomom, jonom lub czasteczkom, powodując redukcję tych substancji.

Reduktory w procesie redukcji same ulegają utlenieniu. Reduktorami są przede wszystkim pierwiastki najbardziej elektrododatnie, np. metale I grupy układu okresowego takie jak sód Na, potas K, i inne a także wodór i węgiel.
Ze związków chemicznych do reduktorów zaliczamy te, które posiadają atomy metali lub niemetali na niższym stopniu utlenienia, np. chlorek cynowy SnIICl2, chlorek żelaza(II) FeIICl2, kwas siarkowy(IV) H2SIVO3, azotan(III)sodu NaNIIIO2, tlenek węgla CIIO itp.

Podobnie jak utlenianiacz, również reduktor można opisać w trojaki sposób;
Przeniesienie elektronu; Reduktor dostarcza elektrony cząstkce redukowanej.
Stopień utlenienia; Reduktor zawiera pierwiastek, którego stopień utlenienia wzrasta.
Reakcja; Reduktor jest cząstką, która ulega utlenieniu.

W celu zidentyfikowania utleniaczy i reduktorów w reakcji redoks, sprawdzamy, których pierwiastków stopnie utlenienia uległy zmianie w wyniku reakcji. Za przykład posłuży nam reakcja amoniaku z tlenem.

4NH3 + 5O2 --> 4NO + 6H2O

Obliczamy stopnie utlenienia pierwiastków wszystkich reagentów, których wartości wynoszą odpowiednio.

4N-IIIHI3 + 5O02 --> 4NIIO-II + 6HI2O-II

Stopień utlenienia azotu zmienił się z -III na II (utlenianie), a stopień utlenienia tlenu zmienia się z 0 na -II (redukcja). Ponieważ azot ulega utlenieniu, jest w tej reakcji reduktorem. Przeciwnie, ponieważ tlen ulega redukcji, możemy tlen uważać za utleniacz.


Dobieranie współczynników w równaniach reakcji utleniania i redukcji

Gdy dane są substraty i produkty równania redoks, równanie chemiczne można w zasadzie zbilansować przez sprawdzenie, tj. liczenie ilości atomów wszystkich pierwiastków występujących po lewej i prawej stronie równania chemicznego i dobranie takich wartości współczynników, kiedy uzyskamy równość ilości atomów po lewej i prawej stronie równania chemicznego. Takie postępowanie może okazać się niepotrzebną stratą czasu i niepotrzebnym wysiłkiem w przypadku reakcji redoks, ponieważ często w tego typu rakcjach chemicznych liczba reagentów wynosi 5 - 8. Rozsądniej jest tutaj zastosować sposób systematyczny, oparty na zagadnieniu przenoszenia elektronów, który ma miejsce w reakcji redoks. A mianowicie w reakcjach chemicznych tego typu elektrony nie powstają i nie ulegają zniszczeniu; mogą być tylko przenoszone z jednego reagenta na drugiego, czyli wszystkie elektrony utracone w procesie utlenienia muszą być pobrane w procesie redukcji a to oznacza, że liczba elektronów oddanych przez reduktor jest równa liczbie elektronów przyłączonych przez utleniacz.
Aby wystąpiło zrównanie liczby elektronów oddawanych przez reduktor z liczbą elektronów przyjmowanych przez utleniacz w reakcji chemicznej musi brać udział odpowiednia liczba atomów utleniacza i reduktora. I te liczby atomów utleniacza i reduktora będziemy poszukiwali.Najwygodniej poszukiwania przeprowadza się w oparciu o równania połówkowe, tj. równania z których jedno przedstawia proces utlenienia, a drugie proces redukcji. Na przykład wyżej napisaną reakcję amoniaku z tlenem (4NH3 + 5O2 --> 4NO + 6H2O) możemy przedstawić w postaci takiego zapisu.

4N-III --> 4NII + 20e- - proces utleniania
10O0 + 20e- --> O-II - proces redukcji

Reakcje połówkowe wyrażają dwa wkłady (utleniania i redukcji) w sumaryczną reakcję redoks.

Aby można było napisać równania połówkowe wcześniej musimy rozpoznać jakie cząstki uległy utlenieniu i redukcji. W tym celu obliczamy stopnie utlenienia wszystkich pierwiastków wchodzących w skład reagentów. Cząstki utleniane zawierają pierwiastek, którego stopień utlenienia wzrasta a cząstki redukowane zawierają pierwiastek, którego stopień utlenienia maleje. Oto przykład.

Przykład - reakcja bizmutu z siarką

2Bi0 + 3S0 --> Bi2IIIS3-II

Utlenieniu uległ bizmut (Bi), którego stopień utlenienia wzrósł z 0 do III a redukcji siarka (S), której stopień utlenienia zmalał z 0 do -II. Odpowiednio napisane równania połówkowe mają postać.

Bi0 --> BiIII + 3e- - utlenianie
S0 + 2e- --> S-II - redukcja

A w jaki sposób można wykorzystać równania połówkowe do bilansowania równań reakcji redoks?

Dla wyjaśnienia posłużymy się wyżej napisaną rakcją bizmutu z siarką. Załóżmy że wyżej napisana reakcja chemiczna nie jest zbilansowana. Wtedy niezbilansowane równanie ma postać.

Bi0 + S0 --> Bi2IIIS3-II

Ale odpowiednio napisane reakcje połowkowe są dokładnie takie same jak napisane wyżej.

Bi0 --> BiIII + 3e- - utlenianie
S0 + 2e- --> S-II - redukcja

Dla zbilansowania reakcji należy w wyżej napisanym szkieletowym równaniu połówkowym zbilansowac wszystkie pierwiastki. W tym celu połówkową reakcję utlenienia mnożymy przez 2, ponieważ we wzorze Bi2S3 przy bizmucie (Bi) mamy indeks 2. Podobnie połówkową reakcję redukcji mnożymy przez 3, ponieważ we wzorze Bi2S3 przy siarce (S) mamy indeks 3. Nowa postać zbilansowanych reakcji połówkowych jest następująca.

2Bi0 --> 2BiIII + 6e- - proces utlenienia
3S0 + 6e- --> 3S-II - proces redukcji

Zwróćmy teraz uwagę na ilość oddanych i przyjętych elektronów. Okazuje się, że są one równe. Wystarczy teraz dodać stronami obie reakcje połówkowe i otrzymamy zbilansowane równanie reakcji redoks.

2Bi0 + 3S0 --> Bi2IIIS3-II
2Bi + 3S --> Bi2S3

Rozpatrywaną reakcję można zapisać jako:

Wiele reakcji redoks zachodzi w roztworach wodnych i wtedy konieczne staje się włączyć do bilansu jony H+, OH- lub cząsteczki H2O. Przykładem może być reakcja miedzi ze stężonym kwasem azotowym opisana w ćwiczeniu do tego rozdziału. W tym przypadku przebieg bilansowania składa się z większej ilości etapów jak w reakcji bizmutu z siarką.

Przykład - reakcja miedzi metalicznej z rozcieńczonym kwasem azotowym(V)

Cu + HNO3 --> Cu(NO3)2 + NO + H2O

Obliczamy stopnie utlenienia i określamy, który pierwiastek uległ utlenieniu a który redukcji.

Cu0 + HINVO-II3 --> CuII(NVO-II3)2 + NIIO-II + HI2O-II

Etap 1. Rozpoznajemy cząstki utleniane i redukowane

Utlenieniu uległa miedź (Cu), której stopień utlenienia wzrósł z 0 do II a redukcji azot (N), którego stopień utlenienia zmalał z V do II. W tym równaniu cząstką utlenianą jest miedź a cząstką redukowaną HNO3-. Odpowiednio napisane równania połówkowe mają postać.

Cu0 --> CuII - utlenienie
HNVO3 --> NIIO - redukcja

Etap 2. W połówkowym równaniu redukcji należy zbilansować atomy tlenu, dopisując H2O.

Cu0 --> CuII - utlenienie
HNVO3 --> NIIO + 2H2O - redukcja

Etap 3. Z kolei musimy zbilansować atomy H, dopisując wodór w równaniu redukcji.

Cu0 --> CuII - utlenienie
HNVO3 + 3H+ --> NIIO + 2H2O - redukcja

Etap 4. Teraz bilansujemy ładunek elektryczny. W tym celu po lewej stronie równania redukcji i po prawej stronie równania dopisujemy elektrony.

Cu0 --> CuII + 2e- - utlenienie
HNVO3 + 3H+ + 3e- --> NIIO + 2H2O - redukcja

Etap 5. Wrównujemy teraz ilości elektronów przekazywanych w procesie utleniania i redukcji. W tym celu równanie połówkowe utleniania mnożymy przez 3 a równanie połówkowe redukcji przez 2.

3Cu0 --> 3CuII + 6e- - utlenienie
2HNVO3 + 6H+ + 6e- --> 2NIIO + 4H2O - redukcja

Etap 6. Teraz dodajemy stronami równania połówkowe.

3Cu0 + 2HNVO3 + 6H+ --> 3CuII + 2NIIO + 4H2O

Ponieważ reakcja zachodzi w środowisku kwasu azotowego(V) a miedź po prawej stronie równania występuje w postaci kationu Cu+2, jony H+ zamieniamy na cząsteczkę HNO3 i uzupełniamy masy po prawej stronie równania dopisując do kationu Cu+2 resztę kwasu azotowego(V).

3Cu + 2HNO3 + 6HNO3 --> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

3Cu + 8HNO3 --> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Rozpatrywaną reakcję można zapisać jako:

Procedura wyznaczania wspólczynników reakcji redoks powinna mieć przebieg następujący.

  • rozpoznanie cząstek utlenionych i redukowanych
  • układamy równania reakcji połówkowych procesu utlenienia i procesu redukcji (bez elektronów),
  • zbilansowanie wszystkich pierwiastków w reakcjach połówkowych za wyjątkiem H i O,
  • dodanie w razie potrzeby jonów H+, OH- lub cząsteczki H2O, w celu zbilansowania równania reakcji połówkowych w odniesieniu do masy substancji.
  • dobieramy najniższe wspólne mnożniki, aby zrównać liczbę elektronów oddanych przez reduktor z liczbą elektronów przyłączonych przez utleniacz
  • mnożymy poszczególne reakcje połówkowe przez wyznaczone mnożniki
  • dodajemy stronami reakcje połówkowe
  • sprawdzamy czy w ostatecznym równaniu są zbilansowane masy oraz ładunki.

Poniższy przykład zapoznaje nas z tokiem postępowania podczas bilansowania równań reakcji redoks napisanych w postaci jonowej.

Przykład

MnO4- + SO32- + H3O+ --> Mn2+ + SO42- + H2O

Etap 1. Rozpoznajemy cząstki utleniane i redukowane.

Po pierwsze trzeba określić, które atomy lub jony zmieniają swój stopień utlenienia.
W danym przypadku atomy manganu z VII stopnia utlenienia przechodzą w jony manganu na II stopieniu utlenienia, natomiast siarka ze stopnia utlenienia IV przechodzi na stopień utlenienia VI.

Etap 2. Na podstawie informacji z etapu 1 możemy napisać równanie szkieletowe

MnVIIO4- --> MnII - redukcja
SIVO32- --> SVIO42- - utlenianie

Etap 3. Bilansujemy atomy O, dopisując H2O.

MnVIIO4- --> MnII + 4H2O - redukcja
SIVO32- + H2O --> SVIO42- - utlenianie

Bilansujemy atomy H, dopisując H+, tylko w równaniu redukcji.

MnVIIO4- + 8H+ --> MnII + 4H2O - redukcja
SIVO32- + H2O --> SVIO42- + 2H+ - utlenianie

Etap 5. Bilansujemy ładunek elektryczny. Dopisujemy elektrony po lewej i prawej stronie równań

MnVIIO4- + 8H+ + 5e- --> MnII + 4H2O - redukcja
SIVO32- + H2O --> SVIO42- + 2H+ + 2e- - utlenianie

Etap 5. Równanie połówkowe redukcji mnożymy przez 2 a równanie połówkowe utleniania przez 5, aby w kazdym z nich przenoszonych było 10 elektronów.

2MnVIIO4- + 16H+ + 10e- --> 2MnII + 8H2O - redukcja
5SIVO32- + 5H2O --> 5SVIO42- + 10H+ + 10e- - utlenianie

Dodajemy stronami oba równania.

2MnVIIO4- + 5SIVO32- + 6H+ --> 2MnII + 5SVIO42- + 3H2O
2MnO4- + 5SO32- + 6H+ --> 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O


Często spośród reakcji utlenienia-redukcji wyodrębnia się tzw. reakcje dysproporcjonowania.
Reakcje dysproporcjonowania są to reakcje wewnętrznego utlenienia-redukcji. W reakcjach tych atomy (cząsteczki) danego pierwiastka lub cząsteczki danego związku ulegaja jednoczesnie utlenieniu i redukcji; np. reakcjami dysproprcjonowania są:

4KClO3 --> 3KClO4 + KCl
Cl2 + 2OH- --> ClO- + H2O + Cl-
3MnO42- + 4H+ --> 2MnO4- + MnO2 + 2H2O

Poniższy przykład zapoznaje nas z tokiem postępowania podczas bilansowania równań reakcji dysproporcjonowania.

Przykład. Zbilansować nie zakończone równanie reakcji dysproporcjonowania - KClO4 --> KClO3 + KCl.

Etap 1. Rozpoznajemy cząstki utleniane i redukowane na podstawie ich zmian stopnia utlenienia.

4KIClVO-II3 --> 3KIClVIIO-II4 + KICl-I

Substancją dysproporcjonowaną jest KClO3 (chloran potasu), w którym atom chloru znajduje sie na stopniu utlenienia V, a przechodzi na stopien utlenienia VII w KClO4 i na -I w KCl.

Etap 2 W tym równaniu cząstką utlenianą jest KClO3 a cząstką redukowaną jest również KClO3 -. Odpowiednio napisane równania połówkowe mają postać.

KIClVO-II3 --> KICl-I - redukcja
KIClVO-II3 --> KIClVIIO-II4 - utlenianie

Etap 3. Bilansujemy atomy O, dopisując H2O

KIClVO-II3 --> KICl-I + 3H2O - redukcja
KIClVO-II3 + H2O --> KIClVIIO-II4 - utlenianie

Bilansujemy atomy H, dopisując H+ w obu równaniach.

KIClVO-II3 + 6H+ --> KICl-I + 3H2O - redukcja
KIClVO-II3 + H2O --> KIClVIIO-II4 + 2H+ - utlenianie

Etap 4. Dopisujemy elektrony po lewej stronie równania redukcji i po prawej stronie równania utlenienia.

KIClVO-II3 + 6H+ + 6e- --> KICl-I + 3H2O - redukcja
KIClVO-II3 + H2O --> KIClVIIO-II4 + 2H+ + 2e- - utlenianie

Etap 6. Połówkowe równanie utlenienia mnożymy przez 3. Uzyskamy wtedy równość oddawanych i przyjmowanych elektronów.

KIClVO-II3 + 6H+ + 6e- --> KICl-I + 3H2O - redukcja
3KIClVO-II3 + 3H2O --> 3KIClVIIO-II4 + 6H+ + 6e- - utlenianie

Po dodaniu stronami równań połówkowych i po uproszczeniach otrzymamy.

4KIClVO-II3 --> 3KIClVIIO-II4 + KICl-I
4KClO3 --> 3KClO4 + KCl

Do góry


 

Reakcje strąceniowe

   


Reakcje chemiczne w roztworach przebiegają wtedy jeżeli w reakcji powstają produkty trudno rozpuszczalne w wodzie oraz produkty, które nie dysocjują.

Przykładem może być zmieszanie ze sobą roztworu azotanu srebra i chlorku sodowego. Po zmieszaniu roztworów wytrąca sie osad. Wytrącanie się osadu dowodzi że po zmieszaniu roztworów zachodzi reakcja chemiczna.

AgNO3 + NaCl ---> AgCl(osad) + NaNO3

Jednym z produktów reakcji jest trudnorozpuszczalny AgCl który wydziela się z roztworu w postaci osadu.

Dlaczego możliwe jest wytrącanie osadów z roztworów?

Z poprzednich rozdziałów wiemy, że takie substancje jak kwasy, zasady i niektóre sole po rozpuszczeniu w wodzie są zdysocjowane. Z tego możemy wnioskować, że każda z wymienionych substancji rozpuszczona w wodzie występuje w postaci jonów. Dlatego wcześniej napisane równanie reakcji chemicznej możemy zapisać inaczej, jako reakcję między jonami.

Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- ---> AgCl(osad) + Na+ + NO3-

Praktycznie w roztworze rakcja przebiega pomiędzy jonami Ag+ i Cl-, co możemy zapisać równaniem.

Ag+ + Cl- ---> AgCl(osad)

Wytrącanie osadu jest możliwe, ponieważ kation srebra w zetknięciu z anionem chlorkowym łączą się tworząc postać nierozpuszczalną.
Jeżeli jednak zmieszamy rozcieńczone roztwory azotanu sodowego i chlorku potasowego, to pomimo, że dla tych składników można napisać również równanie reakcji wymiany:

NaNO3 + KCl ---> KNO3 + NaCl

nie zaobserwujemy w roztworze żadnej zmiany, bowiem składniki występujące zarówno z lewej jak i z prawej strony równania są dobrze rozpuszczalne i zdysocjowane (patrz tabela rozpuszczalności).

Tabela rozpuszczalności soli i wodorotlenków w wodzie

Ustawiając kursor na kratce otrzymany barwę substancji

Tabela rozpuszczalności

KATIONY

Na+

K+

Ag+

Mg2+

Ca2+

Ba2+

Zn2+

Cu2+

Pb2+

Fe2+

Fe3+

Al3+

A
N
I
O
N
Y

OH-

                       

Cl-

                       

Br-

                       

I-

                       

S2-

                       

NO3-

                       

CO32-

                       

SO42-

                       

PO43-

                       

SiO44-

                       

LEGENDA

 

bardzo słabo rozpuszczalny

 

słabo rozpuszczalny

 

dobrze rozpuszczalny

 

bardzo dobrze rozpuszczalny

 

zachodzą skomplikowane reakcje

Przebieg reakcji możemy przewidywać, korzystając z tabeli rozpuszczalności.
Przykład:

Co stanie się po zmieszaniu roztworów K2SO4 i BaCl2?

W tym przypadku przebieg reakcji możemy przewidywać na podstawie znajomości rozpuszczalności substratów i produktów. Możliwa jest tutaj tylko reakcja wymiany, gdzie jednym z produktów będzie siarczan(VI)baru BaSO4.
Z tabeli rozpuszczalności możemy odczytać, że BaSO4 praktycznie nie rozpuszcza się w wodzie, czyli przebieg reakcji będzie sprowadzał sie do wytrącenia osadu BaSO4.

K2SO4 + BaCl2 ---> BaSO4 + 2 KCl

Ponieważ mamy do czynienia z roztworami przebieg reakcji możemy zapisać jonowo
Dysocjacja substaratów

K2SO4 ---> 2K+ + SO42-
BaCl2 ---> Ba2+ + 2Cl-

Rownanie reakcji

2K+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- ---> BaSO4(osad) + 2K+ + 2Cl-
Ba2+ + SO42- ---> BaSO4(osad)

Więcej przykładów

Ca(NO3)2 + K2CO3 ---> CaCO3(osad) + 2KNO3
Ca2+ + 2NO3- + 2K+ + CO32- ---> CaCO3(osad) + 2K+ + 2NO3-
__________________
Zn(NO3)2 + K2S ---> ZnS(osad) + 2KNO3
Zn2+ + 2NO3- + 2K+ + S2- ---> ZnS(osad) + 2K+ + 2NO3-

Do góry


   

 

 (C) 2010 - 2013 Wydział Przyrodniczo - Techniczny KPSW. All Rights Reserved