Opsta Hemija I - Redoks Reakcije

G. Popović : 9. Redoks reakcije OPŠTA HEMIJA I

1

9. OKSIDO-REDUKCIONE REAKCIJE (REDOKS REAKCIJE)

Prvobitno je pojam oksidacije bio vezan za reakcije u kojima se kiseonik jedini sa nekom elementarnom supstancom, dok je uklanjanje kiseonika iz nekog oksida predstavljalo reakciju redukcije.

Razvojem hemije i otkrićem strukture atoma, redoks reakcije se vezuju za prelazak elektrona sa jedne supstance na drugu.

Klasičan primer za redoks reakciju je reakcija koja se dešava kada se komadić elementarnog cinka unese u vodeni rastvor CuSO4:

Zn (s) + Cu2+ (aq) + SO4

2- (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s) + SO42- (aq)

plav bezbojan odnosno, ako se prikažu samo učesnici u reakciji:

Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)

Reakcija se može podeliti u dve polureakcije (1) i (2): (1) atom cinka gubi dva elektrona i prelazi u Zn2+ jon:

Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 e-

(2) jon bakra (Cu2+) prima te elektrone i nastaje atom bakra:

Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu (s)

Procesi predstavljeni ovim polureakcijama su uslovljeni jedan drugim. � Redoks reakcije : reakcije u kojima istovremeno dolazi do oksidacije i redukcije � Oksidacija : proces otpuštanja (gubljenja, davanja) elektrona � Redukcija : proces primanja elektrona � Oksidaciona sredstva (oksidansi) : supstance koje primaju elektrone (akceptori elektrona) � Redukciona sredstva (reduktori) : supstance koje daju elektrone (donori elektrona)

U predhodnoj reakciji cink je otpustio elektrone, oksidova se. Kao donor elektrona Zn je redukciono

sredstvo. Cu2+ jon je primio elektrone, redukovao se, a Cu2+ jon (tj. CuSO4) je oksidaciono sredstvo. U redoks reakciji, prikazanoj u opštem obliku, oksidans (Ox) se primanjem elektrona redukuje i prelazi u

svoj redukovani oblik (Red) i obrnuto, davanjem elektrona reduktor se oksiduje i prelazi u svoj oksidovani oblik:

Ox + ne- Red

Par sastavljen od oksidansa i odgovarajućeg reduktora naziva se konjugovani ili korespodentni redoks

par (Ox/Red).


2

OHH

*****

*o

o

Jednačina Ox + ne- Red predstavlja jednu polureakciju. Ni jedna polureakcija se ne može odvijati sama po sebi. Slobodni elektroni ne postoje u rastvoru. Da bi jedan oksidans mogao da primi elektrone mora istovremeno da bude prisutan pogodan reduktor koji će te elektrone otpustiti. To znači da u jednoj redoks reakciji moraju učestvovati oksidans jednog i reduktor drugog redoks para, tako da postoje dve polureakcije:

Ox1 + ne- Red1

Red2 Ox2 + ne-

što sumarno daje redoks reakciju koja će se spontano odvijati u pravcu nastajanja slabijeg reduktora i slabijeg oksidansa:

konjugovani par

Ox1 + Red2 Red1 + Ox2 jači jači slabiji slabiji oksidans reduktor reduktor oksidans konjugovani par

U napred navedenoj reakciji izmeñu Zn i Cu2+ jona konjugovani redoks parovi su: Zn2+/Zn; Cu2+/Cu.

(Kod obeležavanja redoks para uobičajeno je da se prvo piše oksidovani a zatim redukovani oblik) Pri redoks reakcijama ne dolazi uvek do potpunog prelaska elektrona sa jedne supstance na drugu i

grañenja jonskih jedinjenja. U redoks reakcijama mogu nastati i kovalentna jedinjenja. Na primer, u reakciji izmeñu vodonika i hlora nastaje hlorovodonik (kovalentno jedinjenje):

H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)

Zbog toga je neophodno izvršiti izmene u definisanju redoks reakcija. Da bi se to uradilo potrebno je uvesti nov pojam, oksidacioni broj (oksidaciono stanje, stepen oksidacije). Oksidacioni broj atoma (u molekulu ili

jonu) predstavlja naelektrisanje koje bi taj atom zadobio kada bi oba elektrona svake veze koju ostvaruje

pripala elektronegativnijem elementu. Može imati pozitivne i negativne vrednosti i vrednost nula.

2

2

1

OH−+

2

1

2

1

OH−+

2

0

Cl

Oksidacioni broj se obeležava arapskim brojem ispred koga stoji znak ″+″ ili ″-″. Za razliku od naelektrisanja jona gde se znak ″+″ ili ″-″ piše iza broja. Da bi se izbegla konfuzija pri obeležavanju oksidacionih brojeva pišu se iznad ili ispod atoma, dok se naelektrisanje jona obeležava u gornjem desnom uglu jona (npr. Fe2+).

Pri pisanju hemijskih naziva jedinjenja nekad je potrebno naznačiti i oksidaciono stanje. To se radi

pisanjem oksidacionog broja rimskim brojem u zagradi posle naziva elementa:

2

2

ClFe+

, gvožñe(II)-hlorid

3

3

ClFe+

, gvožñe(III)-hlorid

H HO O**

** **

**o o

** ** Cl Cl**

****

o

*o ooo

o o


3

Pravila za odreñivanje oksidacionih brojeva • Oksidacioni broj atoma u elementarnom stanju je nula

(0

Na , 2

0

O , 3

0

O , 8

0

S ) • Oksidacioni broj vodonika u jedinjenjima je +1 (izuzev u hidridima metala gde je -1) • Oksidacioni broj kiseonika u jedinjenjima je -2 (izuzev u peroksidima gde je -1 i fluoridu OF2 gde je +2) • Oksidacioni broj monoatomnih jona jednak je naelektrisanju jona (Na

+, Cu

2+, S

2-)

• Zbir oksidacionih brojeva svih atoma u molekulu jednak je nuli ( 4

26

2

1 −++

OSH ) • Zbir oksidacionih brojeva svih atoma u poliatomskom jonu jednak je naelektrisanju jona

(−

−+

4

27

OMn ,−

−+2

4

26

OS ) Pored toga, na osnovu hemijskih osobina nekih elemenata mogu se izvesti sledeći zaključci: • Oksidacioni broj fluora u jedinjenjima je -1 • Oksidacioni broj alkalnih metala u jedinjenjima je +1 • Oksidacioni broj zemnoalkalnih metala u jedinjenjima je +2

Uvoñenjem pojma oksidacionog broja redoks reakcije se definišu kao reakcije u kojima dolazi do

promene oksidacionog broja atoma u reaktantima:

- oksidacija je proces u kome se oksidacioni broj povećava

- redukcija je proces u kome se oksidacioni broj smanjuje

Ove definicije su u saglasnosti sa definicijama redoks reakcija preko primanja i otpuštanja elektrona.

Naime, kada neki atom otpušta elektrone povećava mu se oksidacioni broj, a kada prima elektrone smanjuje mu se oksidacioni broj.

Oksidacija Redukcija otpuštanje elektrona primanje elektrona povećanje oksidacionog broja smanjenje oksidacionog broja

Oksidacioni broj nam pomaže da utvrdimo koja se supstanca oksidovala a koja redukovala, ali ne daje podatke o načinu vezivanja atoma u molekulu. Oksidacioni broj i valenca nisu isti pojmovi. Na primer, u fosfitnoj kiselini, H3PO3:

3

3

3 OPH+

oksidacioni broj fosfora je +3 valenca fosfora je 5

Jedna od primena oksidacionih brojeva je odreñivanje koefijcienata u jednačinama oksido-redukcije.

OHOH

O

PH


4

URAVNOTEŽIVANJE REDOKS JEDNAČINA

Odreñivanje koeficienata (uravnoteživanje, balansiranje) u jednostavnijim redoks jednačinama se može se izvesti jednostavnom prebrojavanjem atoma sa leve i desne strane. Meñutim, da bi se izbalansirale komplikovanije jednačine neophodno je poznavanje neke od sistematskih metoda. Mada ne postoji ″najbolja metoda″, dve su u praktičnoj upotrebi: (1) Metoda promene oksidacionog broja i (2) jon-elektron metoda (naziva se i metoda polu-reakcija)

Metoda promene oksidacionog broja (POB) Metoda se zasniva na jednakom broju primljenih i otpuštenih elektrona (tj., jednakom ukupnom povećanju i ukupnom smanjenju oksidacionih brojeva). Broj elektrona koje otpušta supstanca koja se oksiduje mora biti jednak broju elektrona koje prima supstanca koja se redukuje.

Za balansiranje jednačina napisanih u molekulskom obliku generalna procedura je sledeća:

1. Napisati jednačinu sa svim reaktantima i proizvodima (H2O se ne mora upisati, izuzev u slučaju kada H ili O iz H2O učestvuju u izmeni elektrona) 2. Odrediti oksidacione brojeve i utvrditi elemente koji menjaju oksidacioni broj 3. Utvrditi koliko elektrona prima, odnosno otpušta 1 molekul (1 formulska jedinica) oksidansa, odnosno

reduktora 4. Leva strana jednačine: Upisati koeficijente uz oksidans i reduktor tako da broj primljenih bude jednak

broju otpuštenih elektrona (tj. da ukupno smanjenje oksidacionih brojeva bude jednako ukupnom povećanu oksidacionih brojeva)

5. Desna strana jednačine: Upisati koeficijente uz odgovarajuće redoks parove 6. Prebrojavanjem atoma sa leve i desne strane odrediti koeficijente za ostale članove jednačine 7. Prebrojavanjem atoma O i H dopisati molekule H2O (sa leve ili desne strane jednačine)

Sledeći primeri ilustruju način primene ove metode. Balansiranje jednačine izvodi se na jednom

napisanoj jednačini. Da bi se lakše pratio redosled postupaka svaki korak biće prikazan posebno, prepisivanjem jednačine. Primer 1. U reakciji izmeñu kalaj(II)-hlorida i gvožñe(III)-hlorida nastaje kalaj(IV)-hlorid i gvožñe(II)-hlorid.

1. 2432 ClFeClSn ClFeClSn +→+ 2. Odreñivanje elemenata koji menjaju oksidacioni broj:

4

22 +

−+

→−

SnSne oksidacija (SnCl2 redukciono sredstvo)

2

13 +

++

→−

FeFee redukcija (FeCl3 oksidaciono sredstvo)

3. Utvrñivanje broja elektrona koje prima jedan molekul oksidansa (FeCl3), i broja

2

1

4

1

3

1

2

1

Cl Cl ClCl−+−+−+−+

+→+242

FeSnFeSn3


5

2432 ClFe2 ClSn ClF2ClSn +→+ e

elektrona koje otpušta jedan molekul reduktora (SnCl2):

-2e- +1e- 4. Odreñivanje koeficijenata uz oksidans i reduktor tako da broj otpuštenih bude jednak broju primljenih elektrona:

-2e- +1e- 5. Odreñivanje koeficijenata sa desne strane jednačine uz konjugovane redoks parove:

6. Izjednačavanje broja atoma ostalih elemenata sa leve i desne strane (u ovom slučaju atoma Cl) U navedenoj reakciji reaguju dve supstance, jedna je oksidaciono a druga redukciono sredstvo. Ovakve reakcije se svrstavaju u meñumolekulske redoks reakcije. Primer 2. U reakciji izmeñu jodatne i jodidne kiseline nastaje elementarni jod 1. 23 I HI HIO →+

2. 2

0-1

3

5

I IH OIH →++

3. 2

0-1

3

5

I IH OIH →++

( HIO3 - oksidans; HI – reduktor)

+5e- -1e-

4. 2

0-1

3

5

I IH OIH →++

5

+5e- -1e- 5. 23 I HI 5HIO 3→+

6-7. OH I 3 HI 5HIO 223 3+→+

Primer 3. Rastvaranjem azot(IV)-oksida u vodi kao krajnji proizvodi nastaju nitratna kiselina (HNO3) i azot(II)-oksid.

1. NOHNOOHON 322 +→+

2. ONONHOHON2

3

5

22

4 +++

+→+

Azot u NO2 iz oksidacionog stanja +4 prelazi u oksidaciona stanja +5 i +2. To znači da se NO2 u ovoj reakciji ponaša kao redukciono i oksidaciono sredstvo. Jedan od načina za odreñivanje koeficijenata u jednačini ovog tipa je da se sa leve strane upišu dva molekula NO2, pri čemu se jedan posmatra kao redukciono a drugi kao oksidaciono sredstvo:

2

12

4

14

3

13

2

12

ClFe ClSn ClFeClSn−+−+−+−+

+→+

2

12

4

14

3

13

2

12

ClFe ClSn ClFeClSn −+−+−+−+

+→+ 21

2432 ClFe ClSn ClFe2ClSn 21 +→+


6

ONONHOH ONON2

3

5

22

4

2

4 ++++

+→++

3-7. ON ONH 2 OH

NO 3

ONON 22

3

5

2

2

2

4

2

4 ++++

+→++

44 844 76

-1e- +2e-

↑ ↑ redukciono oksidaciono sredstvo sredstvo

Reakcija u kojoj jedna supstanca podleže i oksidaciji i redukciji je reakcija disproporcioniranja ili auto-

oksidoredukcija. Pri ovoj reakciji nastaju jedinjenja koja sadrže posmatrani element sa većim i manjim oksidacionim brojem u odnosu na njegov oksidacioni broj u polaznoj supstanci. Primer 4. U reakciji izmeñu kalijum-permanganata i vodonik-peroksida u kiseloj sredini (H2SO4) nastaje mangan(II)-sulfat, elementarni kiseonik, kalijum-sulfat.

1. 422442224 SOKOMnSOSOHOHKMnO ++→++

2.-5. 422

0

4

2

42

1

224

7

SOK O SOMn SOHOH OMnK 15252 ++→+++−+

+5e- -1e- x2 -2e- 6. Odreñivanje koeficijenta uz H2SO4 (izjednačavanje broja SO4

2- grupa)

7. Izjednačavanje broja O i H (dopisivanjem H2O)

Primer 5. KClClMnClHClKMnO 224 ++→+ Ova jednačina može da posluži kao primer za rešavanje ″problema″ koji se mogu pojaviti pri balansiranju jednačina primenom metode POB.

1-2. 1

2

0

2

121

4

7

ClKClClMnClHOMnK−−+−+

++→+

Hlor iz oksidacionog stanja –1 prelazi u 0, ali i zadržava –1 oksidaciono stanje. U ovakvim slučajevima, prvo se odreñuju koeficijenti za redoks parove, a zatim dodaju molekuli HCl u kojima Cl ne menja oksidacioni broj (služe za grañenje soli).

3-5. 1

2

0

2

12-1

4

7

ClKClClMn ClH OMnK −−++

++→+2

5151

+5e- -1e-

Molarni odnos KMnO4 : HCl = 1:5 zadovoljava osnovni zahtev redoks reakcija (jednak broj primljenih i otpuštenih elektrona), meñutim na desnoj strani se ne dobija koeficijent kao ceo broj za Cl2. Zato je neophodno pomnožiti sa istim brojem koeficijente i oksidansa i reduktora. U ovom primeru množi se sa dva:

422442224 SOKO 5MnSO 2SOH OH 5KMnO 2 ++→++ 3

OH 8 2+++→++ 422442224 SOKO 5MnSO 2SOH 3OH 5KMnO 2


7

1

2

0

2

12-1

4

7

ClK2ClClMn ClH OMnK −−++

++→+ 52102

6. KCl 25ClMnCl 2HCl )(10KMnO 2 224 ++→++ 6

7. OH KCl 25ClMnCl 2HCl 16 KMnO 2 2224 8+++→+

Primer 6. As2S3 + HNO3 → H3AsO4 + H2SO4 + NO

1-6. ON 28OSH 9OAsH 6 ONH 28 SAs 32

4

6

24

5

33

5

3

-2

2

3 +++++

++→+ (-2e- x2) (-8e- x3) +3e-

-28 e-

7. NO 28SOH 9AsOH 6HNO 28SAs 3 4243332 ++→++ OH 4 2

Primer 7. (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + H2O

OH 4OCr NOCr)HN( 232

3

2

0

72

6

24

3

++→++−

-3e-x2 +3e-x2 -6e- +6e-

Unutarmolekulske redoks reakcije su reakcije do kojih dolazi kada se u sastavu iste polazne supstance nalaze oba elementa, i koji prima i koji otpušta elektrone.

Jednačine reakcija u vodenom rastvoru u kojima učestvuju ili nastaju elektroliti najčešće se prikazuju u jonskom obliku (samo sa jonima i molekulima koji učestvuju u reakciji). Uravnoteživanje jednačine primenom POB metode se izvodi po principima generalne procedure, s tim što se u koraku 6. izjednačava ukupno naelektrisanje sa leve i desne strane jednačine upisivanjem koeficijenta uz H+ ili OH- jone (u zavisnosti od sredine u kojoj se reakcija odvija). Primer 8. Ako se jednačina reakcije KMnO4 sa H2O2 u kiseloj sredini (H2SO4) napiše u jonskom obliku:

i isključe joni koji ne učestvuju u reakciji (ista vrsta jona sa leve i desne strane: K+, SO4

2-)

+5e- -1e– x2 -2e-

6. Zbir naelektrisanja pozitivnih i negativnih jona (izuzev H+): leva strana: 2 x (1 -) = 2 - desna strana: 2 x (2 +) = 4 + Da bi ukupno naelektrisanje jona sa leve i desne strane bilo isto (4 +) uz H+ jone treba upisati koeficijent 6:

−++−+−+ +++→++++2

4222

4224 SOK 2O Mn SOH 2 OHMnOK

22

224 O Mn H OHMnO +→++ ++−

22

224 O 5Mn 2 H OH5MnO 2 +→++ ++−

22

224 O 5Mn 2 H 6 OH5MnO 2 +→++ ++−


8

Primer 9. Reakcija izmeñu KCrO2 i H2O2 u baznoj sredini (KOH ili NaOH) KCrO2 + H2O2 + KOH → K2CrO4 + H2O U jonskom obliku:

OHCrOKOHKOHCrOK 22

4222 ++→++++−+−+−+

Samo učesnici u reakciji:

OHCrOOHOHCrO 22

4222 +→++−−−

1-5. 2

22

4

6

2

1

22

3

OHOCr OHOH OCr−

−+

−−

−+

+→++ 2 32 -3e- + 1e- x2 + 2e-

6. Zbir naelektrisanja pozitivnih i negativnih jona (izuzev OH-): leva strana: 2 x (1-) = 2 - desna strana: 2 x (2-) = 4 - Da bi ukupno naelektrisanje jona sa leve i desne strane bilo isto (4-) uz OH- jone treba upisati koeficijent 2

OH2CrO OH OH 3 CrO 2 22

4222 +→++−−− 2

7. OH 2CrO OH 2 OH 3 CrO 2 22

4222 4 +→++−−−

OH O 5Mn 2 H 6OH5MnO 2 7. 222

224 8++→++ ++−


9

Jon-elektron metoda (JE)

Primenom JE metode, procesi oksidacije i redukcije prikazuju se odvojeno, polureakcijama. Svaka

polureakcija se posebno balansira (u odnosu na atome i naelektrisanje), a zatim sabiranjem polureakcija dobija potpuna redoks jednačina.

Generalna procedura je sledeća: 1. Napisati osnovni skelet jednačine samo sa učesnicima (redoks parovi) koji mogu da budu

molekuli i joni 2. Osnovnu jednačinu podeliti u dve polureakcije 3. Izjednačiti broj atoma (svih osim H i O) 4. Izjednačiti broj atoma O 5. Izjednačiti broj atoma H 6. Izjednačiti naelektrisanje dodavanjem e- 7. Izjednačiti broj primljenih i otpuštenih elektrona množenjem polureakcija odgovarajućim brojem 8. Sabrati polureakcije

Primer 10. K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 (kisela sredina)

U jonskom obliku 2K+ + Cr2O7

2- + Fe2+ + SO42-+ 2H++ SO4

2-→ 2Cr3+ + 3SO42- + 2Fe3+ + 3SO4

2-+ 2K+ + SO42-

1. Osnovni skelet jednačine (samo redoks parovi) Cr2O7

2- + Fe2+ → Cr3+ + Fe3+

2. Polureakcije Cr2O7

2- → Cr3+ Fe2+ → Fe3+ 3. Izjednačavanje atoma Cr i Fe Cr2O7

2- → 2 Cr3+ Fe2+ → Fe3+ 4. Izjednačavanje atoma O dodavanjem H2O Cr2O7

2- → 2 Cr3+ + 7 H2O Fe2+ → Fe2+ 5. Izjednačavanje atoma H dodavanjem H+ Cr2O7

2- + 14 H+→ 2 Cr3+ + 7 H2O Fe2+ → Fe3+ Polureakcije su izjednačene u odnosu na atome (masu), i sledi izjednačavanje u odnosu na naelektrisanje.

6. Izjednačavanje naelektrisanja dadavanjem e-

6 e- + Cr2O7

2- + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O (izbalabsirana polureakcija) 6 (-1) (-2) 14 (+1) 2 (+3) Fe2+ → Fe3+ + e- (izbalabsirana polureakcija) (+2) (+3) (-1) 7. Izjednačavanje broja primljenih i otpuštenih elektrona


10

6 e- + Cr2O7

2- + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O 6 (Fe2+ → Fe3+ + 1e-) 8. Sabiranje polureakcija

Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14 H+ → 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O

Kod balansiranja jednačina JE metodom ″poteškoće″ mogu nastati kod izjednačavanja O i H (korak

3. i 4.). Na sledećim primerima prikazani su principi izjednačavanja O i H u zavisnosti od sredine u kojoj se odvija reakcija: Višak kiseonika Kisela sredina MnO4

- → Mn2+ MnO4

- → Mn2+ + 4 H2O 8 H+ + MnO4

- → Mn2+ + 4 H2O Neutralna ili bazna MnO4

- → MnO2 sredina MnO4

- → MnO2 + 2 OH- 2 H2O +MnO4

- → MnO2 + 4 OH- Dodavanje kiseonika Kisela ili neutralna I2 → 2 IO3

- sredina 6 H2O +I2 → 2 IO3

- 6 H2O +I2 → 2 IO3

- + 12 H+ Bazna sredina CrO2

- → CrO42-

2 OH- + CrO2- → CrO4

2- 4 OH- + CrO2

- → CrO42- + 2 H2O

Documents

Opsta Hemija I - Redoks Reakcije