Utlenianie i redukcja to procesy chemiczne, które zachodzą, kiedy między atomami lub cząsteczkami dochodzi do wymiany elektronów. Proces utleniania wiąże się z oddawaniem elektronów, natomiast redukcji – z przyjmowaniem elektronów przez atom lub cząsteczkę. Utlenianie i redukcja zawsze zachodzą równolegle – aby atom lub cząsteczka, która jest utleniana mogła „oddać” elektrony, inny atom lub cząsteczka musi ulec redukcji, aby je „przyjąć”. Sumaryczny proces utleniania – redukcji nazywany jest reakcją redoks (od angielskiego reduction – oxidation). Atom lub cząsteczka, która oddaje elektrony, sama ulegając utlenieniu, nazywana jest reduktorem, natomiast atom lub cząsteczka, która przyjmuje elektrony, sama ulegając redukcji – utleniaczem. Ważne jest, aby pamiętać, że utleniacz pozwala na utlenienie innych substancji, natomiast reduktor – na ich zredukowanie.
Ważnym parametrem w procesach utleniania-redukcji jest stopień utlenienia (opisany dalej), który pomaga ocenić, ile elektronów jest w stanie oddać lub przyjąć dany atom/cząsteczka. Utleniacze zwykle charakteryzują się wysokim stopniem utlenienia, natomiast reduktory – niskim.
Potencjał redoks
Drugim, oprócz stopnia utlenienia, parametrem ważnym dla opisu procesów utleniania-redukcji jest potencjał redoks. Potencjał redoks jest miarą samorzutności procesu utleniania lub redukcji – jego wartość pozwala określić czy dana reakcja będzie przebiegała „sama” czy wymaga dostarczenia energii. Dodatnia wartość potencjału oznacza, że reakcja będzie zachodziła samorzutnie, natomiast wartość ujemna wskazuje, że wymaga ona dostarczenia energii. Wartości potencjału redoks dla poszczególnych reakcji są wartościami umownymi, mierzonymi względem potencjału utleniania-redukcji wodoru w standardowym półogniwie wodorowym, dla którego umownie przyjęto wartość 0. Według zaleceń IUPAC (Międzynarodowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej), potencjał redoks podawany jest zawsze dla procesów redukcji, przykładowe wartości podane są w tabeli poniżej. Wartość potencjału dla analogicznego procesu utleniania jest taka sama, ale o przeciwnym znaku, np. potencjał redukcji miedzi(II) do metalicznej (reakcja 1), wynosi 0,34V, natomiast dla reakcji utleniania miedzi metalicznej do jonów Cu2+ (reakcja 2) – wynosi -0,34V.
Cu2+ + 2e- → Cu0 (1)
Cu0 → Cu2+ + 2e- (2)
Aby sprawdzić, czy dany proces utleniania-redukcji będzie zachodził samorzutnie, należy zapisać osobno równania utleniania i redukcji (tzw. Równania połówkowe), znaleźć potencjały dla reakcji opisanych tymi równaniami i dodać je stronami tak, aby w efekcie otrzymać kompletne równanie utleniania-redukcji, w którym nie ma „wolnych” elektronów i tak samo dodać do siebie potencjały redoks. Jeżeli sumaryczny potencjał redoks będzie dodatni – reakcja może przebiegać samorzutnie. Uzgadnianie reakcji redoks opisane jest szerzej w dalszym podrozdziale.
Na przykład, w równaniu reakcji (3), metaliczna miedź reaguje z gazowym chlorem, w efekcie powstaje chlorek miedzi(II). Mamy w tym przypadku do czynienia z dwoma procesami połówkowymi: utlenianiem miedzi metalicznej do Cu2+ (reakcja 2) i redukcją chloru z Cl2 do Cl- (reakcja 4).
Cu0 + Cl2 → CuCl2 (3)
Cu0 → Cu2+ +2e- (2)
Cl2 + 2e- → 2Cl- (4)
Jak już wcześniej ustaliliśmy, potencjał utleniania miedzi do Cu2+ według równania 2 wynosi -0,34V, natomiast potencjał redukcji chloru do Cl- według równania (4)wynosi 2,72V (w tabeli zapisana jest wartość potencjału dla redukcji 1/2Cl2, czyli należało ją pomnożyć przez 2). Sumaryczna wartość po dodaniu potencjałów utleniania i redukcji wynosi więc -0,34V + 2,72V = 2,38V, zatem jest dodatnia i reakcja może przebiegać samorzutnie.
Zadania
- Dla poniżej podanych reakcji (5), (6) i (7) napisz, który pierwiastek lub związek chemiczny jest utleniaczem, a który reduktorem i zapisz równania połówkowe.
4Li + O2 → 2Li2O (5)
Zn + Br2 → ZnBr2 (6)
H2O2 + 2Na → 2NaOH (7)
- Na podstawie danych podanych w tabeli, oblicz wartości potencjałów redoks dla reakcji opisanych równaniami (8), (9), (10) oraz (11) i oceń, które z nich mogą przebiegać samorzutnie.
Cu + F2 → CuF2 (8)
5Fe2+ + MnO4- + 8H+→ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O (9)
Br2 + 2Cl- → Cl2 + 2Br- (10)
Fe2++ Zn → Zn2+ + Fe (11)
|
Równanie reakcji |
Potencjał redoks [V] |
|
Li+ + e- → Li0 |
-3,04 |
|
K++ e- → K0 |
-2,92 |
|
Na+ + e- → Na0 |
-2,71 |
|
Mg2+ + 2e- → Mg0 |
-2,34 |
|
Zn2+ + 2e- → Zn0 |
-0,76 |
|
Fe2+ + 2e- → Fe0 |
-0,44 |
|
H+ + e- → 1/2H2 |
0,00 |
|
Cu2+ + e- → Cu+ |
0,15 |
|
Cu2+ + 2e- → Cu0 |
0,34 |
|
Cu+ + e- → Cu0 |
0,52 |
|
Fe3+ +e- → Fe2+ |
0,76 |
|
1/2Br2 + e- → Br- |
1,09 |
|
1/2Cl2 + e- → Cl- |
1,36 |
|
MnO42- +8H+ + 5e-→ Mn2+ + 4H2O |
1,52 |
|
H2O2 + 2H+ + 2e- → 2H2O |
1,77 |
|
1/2F2 + e- → F- |
2,85 |