Przebieg wielu reakcji redoks jest zależny od środowiska ich prowadzenia (odczynu roztworu). Znany przykład redukcji atomu manganu w manganianieVII potasu, w zależności od środowiska reakcji, może prowadzić do powstania różnych produktów:

  • w środowisku kwasowym pH<7) następuje redukcja anionu manganianowegoVII do kationu manganuII;

  • w środowisku obojętnym (pH=7) następuje redukcja anionu manganianowegoVII do tlenku manganuIV;

  • w środowisku zasadowym (pH>7) następuje redukcja anionu manganianowegoVII do anionu manganianowegoVI.

bg‑green

Doświadczenie

1
Polecenie 1

Badanie wpływu pH na przebieg reakcji utleniania‑redukcji.

Ważne:

Doświadczenie wykonuj pod wyciągiem.

R1PK5qt4hUBKu
Instrukcja wykonania doświadczenia: Do 9 próbówek dodaj 5 cm3 roztworu manganianiu(VII) potasu o stężeniu 0,01 mol/dm3 . Następnie podziel probówki na 3 serie. Do każdej z probówek dodawaj kroplami kwas siarkowy(VI) tak aby w każdej serii otrzymać następujące wartości pH: 0, 4, 6. pH w probówce sprawdzaj papierkiem uniwersalnym Do każdej z probówek z jednej serii dodaj po 1 cm3 soli KI, KCl, KBr. Zaobserwuj efekt reakcji.
R1CyJaj6ono1v
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.
RruMO92xTYRBQ
Obserwacje: . Wnioski: .
bg‑green

Jak wartość pH wpływa na przebieg reakcji utleniania‑redukcji?

W wykonanym wcześniej doświadczeniu, sprawdzaliśmy wpływ odczynu roztworu na właściwości utleniające manganianuVII potasu. W probówkach, których wartość pH wynosiła 0, zaszły następujące reakcje redoks:

1)2KMnO4+10KCl+8H2SO45Cl2+2MnSO4+6K2SO4+8H2O
jonowo:2MnO4+10Cl+16H3O+5Cl2+2Mn2++24H2O
2)2KMnO4+10KI+8H2SO45I2+2MnSO4+6K2SO4+8H2O
jonowo:2MnO4+10I+16H3O+5I2+2Mn2++24H2O
3)2KMnO4+10KBr+8H2SO45Br2+2MnSO4+6K2SO4+8H2O
jonowo:2MnO4+10Br+16H3O+5Br2+2Mn2++24H2O

Jak można zauważyć, w reakcji redoks biorą udział jony oksoniowe, można więc wywnioskować, że wpływają one na potencjał redokspotencjał utleniająco‑redukującypotencjał redoks reakcji. Zatem równanie  reakcji redukcji jonów nadmanganianowychVII można zapisać następująco:

M n O 4 + 8 H 3 O + + 5 e M n 2 + + 12 H 2 O

W celu redukcji jednego mola jonów manganianowychVII, potrzebne jest osiem moli jonów oksoniowych oraz pięć moli elektronów. Potencjał standardowy redoks powyższej reakcji wynosi 1,51 V.

Tak jak przedstawiono w doświadczeniu, wraz ze wzrostem pH układu zmniejsza się potencjał redoks manganianuVII potasu.

Ważne!

W celu wyjaśnienia tego zjawiska, należy się posłużyć równaniem Nernsta, które pozwoli obliczyć potencjał redoks dowolnej reakcji:

E=E0+E=E0+0,059nlogutlmH3O+oredp

gdzie:

  • E0 – standardowy potencjał redoks, który odczytywany jest z tablic;

  • n – liczba moli wymienionych elektronów;

  • utl – stężenie jonów utlenionych moldm3;

  • red – stężenie jonów zredukowanych moldm3;

  • H3O+ – stężenie jonów oksoniowych moldm3;

  • m, o, p – liczba moli jonów wynikająca z reakcji połówkowej (współczynniki stechometryczne).

Dla doświadczenia z redukcją jonów nadmanganianowychVII wygląda ono następująco:

E=E0+0,0595·logMnO4-·H3O+8Mn2+
Przykład 1

Oblicz potencjał redoks dla procesu redukcji jonu manganianowegoVII w środowisku kwasowym, przy pH równym odpowiednio: 0, 46. W obliczeniach przyjmij stężenie jonów manganianowychVII równe 0,001 moldm3.

R1SvHYA8dkHQg
Wybierz jedno nowe słowo poznane podczas dzisiejszej lekcji i ułóż z nim zdanie.

Uwaga:

Wraz ze wzrostem pH (co za tym idzie – spadkiem stężenia jonów oksoniowych), potencjał redoks jonów manganianowychVII zmniejsza się. Porównajmy wartości potencjału redoks dla pary MnO4-|Mn2+ w różnym pH do wartości potencjału redoks reakcji.

E0 2I-|I2 = 0,54 V 

E0 2Cl-|Cl2 = 1,36 V

 E0 2Br-|Br2 = 1,09 V

Można zauważyć, że reakcje chemiczne przebiegły tylko w probówkach, w których potencjał redoks MnO4-|Mn2+ był wyższy od potencjału redoks odpowiednich fluorowców.

Porównując potencjały dwóch par redoks, należy pamiętać, że utlenianie zachodzi w tej parze, która wykazuje niższy potencjał w danych warunkach, a redukcja w tej, która wykazuje wyższy potencjał.

Przykładowo, w poniższej parze aktywniejszym metalem jest cynk (Zn), który wykazuje bardziej ujemny (a więc niższy) potencjał, a metalem mniej aktywnym jest miedź (Cu), która wykazuje potencjał bardziej dodatni (zatem wyższy).

Cu2++2 e-CuE°=+0,34 V
Zn2++2 e-Zn E°=-0,76 V

Biorąc pod uwagę potencjały elektrochemiczne, zauważymy, że reakcja pomiędzy tymi metalami będzie zachodzić w następujący sposób:

Cu2++ZnZn2++Cu

Czyli cynk ulegnie utlenieniu, a miedź redukcji. Natomiast nie jest możliwa reakcja odwrotna, w której cynk ulegnie redukcji, a miedź utlenieniu.

Słownik

odczyn roztworu
odczyn roztworu

cecha roztworu elektrolitu, zależna od wzajemnego stosunku stężeń jonów H3O+OH; odczyn roztworu wodnego może być kwasowy, zasadowy albo obojętny

potencjał utleniająco‑redukujący
potencjał utleniająco‑redukujący

potencjał redoks, potencjał pary redoks, potencjał elektrody zbudowanej z danej pary redoks (np. Pb | Pb2+); służy do określania zdolności tej pary do udziału w reakcjach utleniania‑redukcji; im bardziej ujemna wartość potencjału E0, tym forma zredukowana danej pary redoks jest silniejszym reduktorem

reakcja oksydacyjno‑redukcyjna
reakcja oksydacyjno‑redukcyjna

reakcja utleniania‑redukcji, reakcja redoks, reakcja, w której dochodzi do przeniesienia jednego lub więcej elektronów od atomu, jonu lub cząsteczki donora (czyli reduktora) do akceptora (czyli utleniacza)

Bibliografia

Encyklopedia PWN

Kocjan R., Chemia analityczna. Podręcznik dla studentów. Analiza jakościowa. Analiza ilościowa klasyczna 1, Warszawa 2002, wyd. 2.

Minczewski J., Marczenko Z., Chemia analityczna 1. Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, Warszawa 2001.

Pigoń K., Ruziewicz Z., Chemia fizyczna. T.1. Podstawy fenomenologiczne, Warszawa 2005.

Śliwa A., Obliczenia chemiczne. Zbiór zadań z  chemii nieorganicznej i analitycznej wraz z podstawami teoretycznymi, Warszawa 1976.