Procese-redox 1 - Notă: 10 PDF

Preview

Summary

Procese-redox...

Description

Reacții redox. Procese de electrod “ Fiecare lucru își are adevărul lui. Conștiința este aceea care îl luminează, prin atenția pe care i-o acordă” A.Camus Procesul respirației și al fotosintezei, procesele metabolice din organismul uman, arderea lemnului, aprinderea benzinei în motoarele cu ardere internă, ruginirea fierului, dezinfectarea apei cu clor sunt câteva fenomene des întâlnite în viața de toate zilele. Ce au în comun aceste procese? Toate fenomenele amintite presupun reacții de oxidoreducere, reacții care se desfășoară cu transfer de electroni. Teoria modernă redox sau teoria electro-ionică are la bază următoarele idei: •

fenomenele redox sunt procese care au loc la schimbarea valenţei a cel puţin două elemente;

•

fenomenele de oxidare şi reducere sunt simultane (în timp ce un element se oxidează, un altul se reduce);

•

prin oxidare se înţelege fenomenul de cedare a electronilor la: 0 2−  2e− S S − a. trecerea unui ion negativ în atom neutru: 4+ 0  − 4e− S S + 0 b. trecerea unui atom neutru în ion pozitiv: − 1e− Na Na  6+ 4+  2e− S S − c. creşterea sarcinii pozitive a unui ion: Reacţii chimice cu modificarea stării de oxidare - reacții de oxidoreducere – reacaţii redox – reacţii cu transfer de electroni, în care întotdeauna există cel puțin douǎ elemente care îşi modificǎ starea de oxidare. Orice proces redox este alcătuit din două semireacţii: 1. reacţia de oxidare - reacţia ce se petrece cu cedare de electroni. 2. reacţia de reducere - reacţia ce se petrece cu cu acceptare de electroni.

“Ox1 + n e- ↔ Red1

reacţie de reducere; agentul oxidant se reduce

Red2↔Ox2 + n e-

reacţie de oxidare; agentul reducător se oxidează

Ox1 + Red2 ↔Red1 + Ox2” Cei doi participanţi la o reacție redox sunt: 1. Agentul oxidant - compusul care produce oxidarea unei alte substanţe, acceptă electroni şi astfel îşi micşorează (reduce) starea de oxidare (suferă reacţia de reducere). Ex:  nemetale (O2 , Cl2 , F2 , S), 

ioni metalici la trepte superioare de oxidare (Fe3+ , Hg2+ , etc.)

 săruri cu ioni poliatomici care conţin elemente cu stare de oxidare maximă (KMnO 4, K2Cr2O7, K2CrO4 ); 

apă oxigenată, peroxizi , HNO3 şi H2SO4 concentrat, etc. 2. Agentul reducător - compusul care produce reducerea unei alte substanţe, cedează electroni şi astfel îşi măreşte starea de oxidare (suferă reacţia de oxidare) Ex:



metalele



cationii în treaptă inferioară de oxidare (Fe2+ , Sn2+ ,etc.)



nemetale în trepte inferioare de oxidare (S2- , H2 PO2 - , etc.), H2 ,



C, CO, H2S, HCl Stabilirea coeficienților reacțiilor redox - constă în parcurgerea mai multor etape, după cum urmează: a) stabilirea semi-reacţiilor redox b) stabilirea bilanţului de electroni c) Stabilirea propriu-zisă a reacţiei conform legii conservării maselor

„KMnO4 + KI + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + I2 + H2O” a) Stabilirea semireacţiilor redox – se face ținând cont de modificările numerelor de oxidare (N.O) a elementelor participante la reacţie. Pentru aceasta, se stabilește N.O. al fiecărui element, conform regulilor specifice: - substanţele elementare au N.O. zero: H20, O20, Cl2 0, S0, Na 0, Cu 0, Fe 0, etc.; - în compuşii ionici numerele de oxidare sunt egale cu sarcina electrică a ionului: Na +, Ca 2+, Al 3+, O2- etc.; - hidrogenul în compuşii covalenţi are numărul de oxidare +1, de ex.: H +Cl-, H 2+O2. În hidruri metalice, hidrogenul are numărul de oxidare -1, de exemplu: Li+H- ; - oxigenul în compuşi covalenţi sau ionici are numărul de oxidare -2 de exemplu: H2+O2-; Ca2+O2-. - în toţi compuşii care au legături peroxo (O-O) precum H2O2, Na2O2 etc. N.O. este -1; - în compuşii cu fluor (OF2), oxigenul fiind mai puţin electronegativ ca fluorul, va avea N.O. +2. - metalele au întotdeauna N.O. pozitive; - suma algebrică a stărilor de oxidare într-o substanţă compusă neutră este zero, de ex.: Ca+2O2- suma algebrică a stărilor de oxidare într-un ion poliatomic este egală cu sarcina ionului. „K+1Mn+6O-2 4 + K+1I-1 + H2+1S+6O4-2 →K2+1S+6O4-2 + Mn+2S+2O4-2 + I20 + H2+1O-2” b) Stabilirea bilanţului de electroni În orice reacţie redox numărul de electroni cedaţi trebuie să fie egal cu numărul de electroni acceptaţi. Trebuie stabilit cel mai mic multiplu comun (între electronii implicaţi în semireacţia de oxidare şi cei din semireacţia de reducere), şi apoi multiplicată fiecare dintre semireacţii astfel încât să se obţină egalitatea dorită.

Coeficienţii de multiplicare sunt în acelaşi timp și coeficienţii procesului redox. „2K+1 Mn+6O4-2 + (5*2)K+1I-1 + H2+1S+6O4-2 → K2+1S+6O4-2 + 2Mn+2 S+2O4-2 + 5I20 + H2+1O-2”

c) Stabilirea propriu-zisă a coeficienților reacţiei conform legii conservării maselor Pentru stabilirea coeficienților se respectă următoarea ordine: - elementele care au schimbat stările de oxidare; - cationii metalelor din grupa I, II, III, etc. principale; - anionii monoatomici şi poliatomici în care elementele nu şi-au schimbat starea de oxidare (ex.: Cl-, NO-3, SO42- ); - atomii de hidrogen şi oxigen care nu au participat la fenomenul de oxido-reducere. „2K+1 Mn+6O-24 + (10)K+1I-1 + 8H2+1S+6O4-2 → 6K2+1S+6O4-2 + 2Mn+2 S+2O4-2 + 5I20 + 8H2+1O-2” Clasificarea reacțiilor redox După elementele care cedează sau acceptă electroni, reacţiile redox se clasifică în: ● reacţii redox intramoleculare - schimbul de electroni se face între atomi diferiţi, care aparţin aceleiaşi molecule: „2KClO3 = 2KCl + 3O2 ClO3- + 6e- → Cl- + 3O2O2- → O + 2e-” ● reacţii redox de dismutaţie - schimbul de electroni se face între atomi identici, care aparţin aceluiaşi tip de molecule: „Cl2 + 2KOH = KCl + KOCl + H2O

Cl + 1e- → ClCl → Cl+ + 1e-” ● reacţii redox intermoleculare - schimbul de electroni se face între atomi diferiţi din molecule diferite: „2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5S + 8H2O MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O S2- → S + 2e-”

Potenţialul de reducere (E, potenţialul redox, potenţialul de oxidoreducere, ORP) – este o măsură a tendinţei unui anumit compus de a accepta electroni şi de a se reduce. Se măsoară în volţi (V) sau milivolţi (mV). Orice semireacţie redox este caracterizată de un potenţial de reducere. Deoarece valorile absolute ale acestor potenţiale sunt dificil de măsurat, ele se exprimă relativ, față de o reacţie considerată ''etalon''. Măsurarea potenţialelor de reducere relative se face faţă de un electrod numit electrod standard de Hidrogen la care are loc reacţia: „2H+ + 2e - → H2;

E=0.0mV”

https://www.chemistry.mcmaster.ca Voltmetrul citește tensiunea în mV care este E0 pentru sistemul:

„Zn2+ +2e- → Zn ;

Eo= -0.76”

Potenţialul de reducere relativ (potențialul normal aparent, Eo) poate avea valori: - pozitive – compusul are o tendinţă de a accepta e- şi de a se reduce mai mare decât H+ - negative - compusul are o tendinţă de a ceda e- şi de a se oxida mai mare decât H2. În cazul a două semireacţii redox, sensul lor este stabilit de valorile potenţialelor de reducere relative astfel: - orice oxidant având un potenţial redox mai ridicat este capabil să oxideze toţi reducătorii al căror potenţial este mai scăzut. - orice reducător având un potenţial redox mai scăzut poate să reducă toţi oxidanţii al căror potenţial este mai mare.

Pile electrice Sistemele capabile să transforme energia chimică în energie electrică se numesc pile electrice sau elemente galvanice. La cei doi electrozi se produc reacţii de oxido-reducere: - la electrodul pozitiv (catod) au loc reacţii de reducere a ionilor metalici din soluţie; Zn - la electrodul negativ (anod) au loc reacţii de oxidare. Forţa electromotoare a pilelor (E) (F.e.m. a unei pile , E), s-a definit ca diferenţa de potenţial care ia naştere între doi electrozi în circuitul deschis. În cazul pilei Daniell, pentru reacţia: „Zn + Cu2+

Zn2+ + Cu ;

a Cu2+ RT E= E 0 + ln aZn 2+ 2F

se poate deduce ecuaţia lui Nernst: RT E0 = ln K a 2F

În general, ecuaţia lui Nernst, se scrie astfel E=E 0 +

RT a red ln aox zF

E=E 0 +

0,059 a red ” lg z aox

Pila Daniell - https://galvcell.files.wordpress.com Potenţialul de reducere relativ (potențialul normal aparent, Eo) poate avea valori pozitive sau negative. Reacţia ce are E0 mai mare, va funcționa de la stânga la dreapta. Reacţia ce are E0 mai mic, va funcționa de la dreapta la stânga.

Bibliografie •

Atkins, P. W., Tratat de chimie fizică, Editura Tehnică, Buc. 1996.

•

Niac, G., Voiculescu, V., Formule, tabele, probleme de chimie fizică, Editura Dacia, Cluj Napoca, 1984.

•

Oniciu, L., Chimie fizică - Electrochimie, EDP, Buc., 1977.

•

Oniciu ,L.,Muresan, L., Electrochimie aplicată , Presa universitară clujeană,1998

•

Oprea, G., Chimie fizică. Teorie şi aplicaţii , Editura Risoprint, Cluj Napoca, 2005.

•

Oprea, G., Varga, C., Mihali, C., Peter, A., Dunca, I., Îndrumător de lucrări practice de chimie fizică şi coloidală, Editura Risoprint, Cluj Napoca, 2006 .

•

https://galvcell.files.wordpress.com

•

https://www.chemistry.mcmaster.ca...