Redoxní reakce

Redoxní reakce
1
Redukce je přijímání elektronů, oxidační číslo prvku
se snižuje
Aox + ne-
Ared
Oxidace je odebírání elektronů, oxidační číslo prvku
se zvyšuje
Bred - ne-
Box
Spojením obou dílčích rovnováh dostáváme
redoxní rovnováhu
Aox + Bred
Box + Ared
Aox/Ared i Bred/Box se liší o n elektronů, jsou to
redoxní páry
Redoxní reakce
solný můstek
Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
2
Redoxní reakce
Je - li kov (kovová elektroda) ponořen do roztoku svých iontů, ustaví
se redoxní rovnováha
Mn+ + ne-
M
Tato redoxní rovnováha odpovídá elektrodovému potenciálu E (V)
RT
E = E0 +
ln a( M n + )
nF
E0 je standardní elektrodový potenciál, R molární plynová konstanta,
T teplota (K), n počet vyměněných elektronů, F Faradayova
konstanta, a(Mn+) aktivita iontu
3
Redoxní reakce
4
Rovnici lze pro T = 298 K (25 °C), vyčíslením F = 96500 C mol -1 a
R = 8,314 J K-1 mol-1, převedení ln na log a použitím koncentrací látek
zjednodušit (Eo je formální elektrodový potenciál)
0,059
E=E +
log c ( M n + )
n
o
Elektrodový potenciál nelze přímo měřit, lze měřit pouze rozdíly mezi
dvěmi elektrodami. Za základ byl vzat elektrodový potenciál standardní
vodíkové elektrody, jehož hodnota byla určena na 0,000 V.
Redoxní reakce
Dle standardního elektrodového potenciálu lze vytvořit řadu napětí
kovů. Jedná se o standardní potenciály dílčí redoxní reakce
Mn+ + neRedoxní pár
Li+/Li
Ba2+/Ba
Na+/Na
Mg2+/Mg
Al3+/Al
Zn2+/Zn
Fe2+/Fe
E0 (V)
- 3,04
- 2,91
- 2,71
- 2,36
- 1,66
- 0,76
- 0,44
M
Redoxní pár
2 H+/H2
Cu2+/Cu
Cu+/Cu
Hg22+/Hg
Au3+/Au
E0 (V)
0,00
+ 0,34
+ 0,52
+ 0,80
+ 1,42
Je - li E0< 0 jsou to kovy neušlechtilé, rozpouští se v neoxidujících
kyselinách za vývoje vodíku. Je - li E0 > 0 jsou to kovy ušlechtilé,
rozpouští se v oxidujících kyselinách, bez vývoje vodíku.
5
Redoxní reakce
5
V obecném případě pro dílčí redoxní rovnováhu
Aox + ne-
Ared
Platí pro elektrodový potenciál (Nernst - Petersson):
E = E0 +
RT a ( Aox )
ln
nF a ( Ared )
A po úpravě: E = E o + 0,059 log c( Aox )
n
c( Ared )
Čím je elektrodový potenciál větší, tím je daný redoxní systém silnější
oxidovadlo, např.:
MnO4- + 2 H2O + 3 eCr2O72- + 14 H+ + 6 eMnO4- + 8 H+ + 5 e-
MnO2 + 4 OH2 Cr3+ + 7 H2O
Mn2+ + 2 H2O
E0 = + 0,59 V
E0 = + 1,33 V
E0 = + 1,51 V
Komplexotvorné reakce
1
Komplexní sloučenina je molekula nebo ion. Skládá se z centrálního iontu, na
který se koordinačně kovalentní vazbou váží ligandy.
Centrální ionty jsou většinou kovy, vystupují ve formě kationtů.
Ligandy jsou anionty nebo elektroneutrální molekuly. Počet ligandů převyšuje
obvyklé oxidační číslo centrálního iontu. Ligandy se mohou vázat jedním
elektronovým párem, pak jsou monodonorové, nebo více páry, polydonorové.
Polydonorové mohou tvořit cyklické komplexy - cheláty.
Rovnováhu děje
M+nL
Lze popsat asociační konstantou
MLn
[
MLn ]
βn =
[M ][L]n
Čím je hodnota konstanty větší, tím je komplex stabilnější.
Komplexotvorné reakce
Komplex EDTA - kov
2
Chlorofyl
Chlorofyl a * CH3; Chlorofyl b * CHO
Srážecí reakce
1
Srážecí reakce jsou iontové reakce, při nichž vznikají málo rozpustné látky,
které se z roztoku vylučují v tuhé fázi, ve formě sraženiny.
Součin rozpustnosti KS
MkXa
k Ma+ + a Xk-
K S = [M ] [X ]
k
a
pK S = − log K S
Vylučování sraženiny nastane až tehdy, je - li hodnota KS překročena. Pokud
součinu rozpustnosti není dosaženo, sraženina se nevyloučí.
Čím je KS menší (tedy pKS větší) tím méně je látka za daných podmínek rozpustná.
Látka
AgCl
AgBr
AgI
CaCO3
pKS
9,75
12,31
16,08
8,30
Látka
Ca3(PO4)2
CaHPO4
CaC2O4 . H2O
BaCO3
pKS
26
6,56
8,58
8,29
Látka
Fe(OH)3
MgCO3
HgS
Ag2S
pKS
39,43
9,30
51,8
49,2