8

Ministerul Educaţiei al Republicii Moldova

Universitatea de Stat Alecu Russo din Bălţi

Facultatea de Ştiinţe Reale, Economice şi ale Mediului

Catedra de ştiinţe ale naturii şi agroecologie

Cursul de chimie generală

Instrucţiune pentru lucrare de laborator

REACŢIILE DE OXIDO-REDUCERE

BĂLŢI, 2014

1. SCOPUL ŞI CONŢINUTUL LUCRĂRII

Scopul - însuşirea principiilor alcătuirii şi petrecerii reacţiilor de oxido-reducere (ROR).

Conţinutul - determinarea gradului de oxidare al atomilor elementelor diferitor substanţe chimice, determinarea coeficienţilor stoichiometrici conform bilanţului electronic, petrecerea experienţelor cu ROR.

2. NOŢIUNI TEORETICE

Reacţiile care parcurg cu schimbarea gradului de oxidare (GO) a atomilor substanţelor reactante se numesc ROR. Noţiunea de GO ne arată repartizarea densitaţii electronice în moleculă şi se notează cu o cifră (cu semnele + sau -). Această cifră scrisă în partea de sus a simbolului chimic atomului din moleculă ne indică sarcina atomului condiţionată de deplasarea orbitalilor (nouraşilor de electroni) spre atomii cu o electronegativitate mai mare. Prin urmare numărul de perechi de electroni atraşi de un atom corespunde GO pozitiv, iar numărul de perechi de electroni atraşi spre atom corespunde GO negativ. În moleculele alcătuite din atomi identici unde tipul de legătură este covalentă nepolară GO este egal cu zero. De exemplu : O₂⁰ , Br₂⁰ , N₂⁰.

Suma algebrică a GO a tuturor atomilor din compusul chimic este egal cu zero, adică molecula este electroneutrală. GO a atomilor se notează cu cifre arabe situate de asupra simbolurilor chimice a elementelor. Semnul + - se scrie după cifră. De exemplu: Mg²⁺O^2-, Na₂⁺SO₄^2-.

Pentru determinarea GO a atomilor din compusii chimici e necesar să ne conducem de urmatoarele reguli:

1. GO a atomilor din molecule compuse din atomi identici este egală cu zero, de exemplu: N₂⁰, Cl₂⁰, H₂⁰.

2. Atomii de oxigen din majoritatea compuşilor chimici îşi manifestă GO egal cu –2, în peroxizi – (-1). De exemplu: Na₂⁺O^2-, Na₂⁺O₂^-.

3. GO al hidrogenului este egal cu +1 , iar în hidroxizi –1. De exemplu: Na⁺H^- , Ca²⁺H₂^-.

4. GO al atomilor metalelor alcaline în compuşii ionici este egal cu +1, iar a metalelor alcalino-pămîntoase – cu +2. De exemplu: Na⁺Br^-, Ca²⁺Cl₂^-.

5. În moleculele formate cu ajutorul legăturilor covalente GO al elementului mai electronegativ se notează cu semnul minus şi corespunzător elementul cu electronegativitate mai mică – cu semnul plus. De exemplu: în SO₃ GO a sulfului +6, iar oxigenul –2.

6. Suma algebrică a GO atomilor din moleculă este egal cu zero. De exemplu: să determinăm GO a manganului în K₂MnO₄. GO al caliului este egal cu +1, iar al oxigenului –2, atunci GO al manganului este x şi se calculează din ecuaţia: (+1)_*2+x+(-2)_*4=0, unde x = +6.

7. Legăturile chimice în majoritatea compuşilor organici posedă un caracter slab polar, GO al atomilor în compuşii organici se determină ca şi în compuşii cu legătura covalentă polară. De ex: C^4–H₄⁺,C₂^-H₂⁺.

8. GO în unii compuşi poate fi exprimat şi prin număr fracţionar. De exemplu în KO₂ , GO al caliului este +1, iar a oxigenului –1/2; în C₃H₈ ,GO al hidrogenului este egală cu +1, a carbonului –8/3.

ROR reprezintă în sine unitatea a două procese opuse - oxidarea şi reducerea. Prin urmare pentru ca ROR să parcurgă este necesar să participe concomitent două substanţe: oxidantul şi reducătorul.

Atomul (ionul) elementul care cedează electroni se oxidează şi joacă rol de reducător, GO se măreşte. De exemplu: Zn⁰-2e^-=Zn²⁺, Cl₂⁰-2e^-=2Cl⁺. Atomul sau ionul, care adiţionează electroni, se reduce şi joacă rol de oxidant (GO se micşorează). De ex: Fe³⁺ + 3e^- = Fe⁰, O₂⁰+4e^- = 2O^2-.

Să precăutăm un exemplu simplu de ROR: C⁰+O₂⁰ = C⁴⁺O₂^2-.

În această reacţie GO al carbonului se schimbă de la 0 la +4, iar oxigenul de la 0 la –2. În acest proces carbonul se oxidează – cedînd învoielnic 4 electroni şi în acelaşi timp joacă rol de reducător, iar oxigenul adiţionînd 2 electroni se reduce şi joacă rol de oxidant.

Reducători sunt substanţele, atomii cărora cedează electroni. La ei se referă metalele active: carbonul, hidrogenul, compuşii nemetalelor, care conţin atomi cu un grad de oxidare inferior cu condiţia, că mai stabili sunt compuşii acestor elemente cu GO superior ( HI, H₂S, NH₃, CH₄, HCl, KI, CO, K₂S, SO₂ şi altele).

În calitate de oxidanţi se aplică substanţele , atomii cărora pot adiţiona electroni. Oxidanţi tipici pot fi: oxigenul, halogenii, compuşii care conţin în componenţa sa atomi cu GO superior cu condiţia că compuşii lor cu GO inferior sunt mai stabili (H₂SO₄, HNO₃, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, SO₃, PbO₂ şi altele).

Substanţele, care conţin atomi cu valoarea GO intermediară (S⁴⁺O₂, H₂S⁴⁺O₃, S⁰, C⁰, HN³⁺O₂, Mn⁴⁺O₂ şi altele) sunt capabile să adiţioneze şi să cedeze electroni. Prin urmare aceste substanţe joacă rol şi de oxidant şi de reducător , în dependenţă de proprietăţile altor participanţi la reacţie. De exemplu, în reacţia

H₂S⁴⁺O₃ + 4HI^- = S⁰ +2I₂⁰ + 3H₂O,

acidul sulfuros este oxidant, iar la oxidarea lui pînă la H₂SO₄

2H₂S⁴⁺O₃ + O₂⁰=2H₂S⁶⁺O₄^2-

el va juca rol de reducător.

Coeficienţii stoichiometrici în ROR se aleg conform metodelor bilanţului electronic şi a semireacţiilor.

Consecutivitatea alcătuirii ROR o precăutăm în cazul procesului de oxidare a piritei cu acidul azotic concentrat

FeS₂ + HNO_3(conc.) →

În primul rînd punem GO a ionilor, din care sînt compuse substanţele

Fe²⁺S₂^- + H⁺N⁵⁺O₃^2- _(conc.) →

Acum determinăm produsele reacţiei. Acidul azotic este un oxidant puternic, prin urmare ionul de sulf S^- se va oxida pînă la S⁶⁺, iar Fe²⁺ pînă la Fe³⁺, în acelaşi timp acidul azotic se reduce pînă la N²⁺O sau N⁴⁺O₂.

Fe²⁺S₂^- + HN⁵⁺O_3(conc.) → Fe³⁺(NO₃)₃ + H₂S⁶⁺O₄ + N²⁺O↑.

Coeficienţii îi alegem conform bilanţului de electroni.

Scriem procesul de reducere a lui N⁵⁺:

N⁵⁺ + 3e^- =N²⁺.

Analog menţionăm oxidarea Fe²⁺ şi S^-:

Fe²⁺ - e^- = Fe³⁺

S₂^- - 14e^- = 2S⁶⁺ 15e^-

Procesul de cedare a electronilor poate fi scris şi aşa:

Fe²⁺S₂^- - 15e^- = Fe³⁺ + 2S⁶⁺.

Numărul de electroni cedaţi de molecula FeS₂ este egal cu 15, deoarece sarcina cationilor Fe³⁺ şi 2S⁶⁺ este egală cu +15. Alcătuim bilanţul de electroni:

N⁵⁺ + 3e^- = N²⁺

F e²⁺S₂^- –15 e^- = Fe³⁺ + 2S⁶⁺

Fe²⁺S₂^- + 5N⁵⁺ = Fe³⁺ + 2S⁶⁺ + 5N²⁺.

De aici reiese, că la oxidarea moleculei FeS₂ se consumă 5 molecule de HNO₃ şi în rezultat o moleculă de Fe(NO₃)₃, 2 molecule de H₂SO₄ şi 5 molecule de NO. Suplimentar la formarea unei molecule de Fe(NO₃)₃ se consumă încă 3 molecule de HNO₃:

Fe²⁺S₂^- + 8HN⁵⁺O_3(conc.) → Fe³⁺(NO₃)₃ + 2H₂S⁶⁺O₄ + 5N²⁺O↑.

Pentru a egala numărul de atomi de oxigen şi hidrogen adăugăm în partea dreaptă 2 molecule de H₂O:

FeS₂ + 8HNO_3(conc.) = Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄ + 5NO↑ + 2H₂O.

Să scriem această reacţie în formă ionică:

FeS₂+ 8H⁺+ 8NO₃^- = Fe³⁺ + 3NO₃^- +4H⁺+2SO₄^2-+ 5NO↑+ 2H₂O ,

apoi în ionic prescurtată:

FeS₂+4H⁺+5NO₃^- = Fe³⁺ + 2SO₄^2- + 5NO↑ + 2H₂O.