Investeşte în oameni ! FONDUL SOCIAL EUROPEAN Programul Operaţional Sectorial pentru Dezvoltarea Resurselor Umane 2007 – 2013 Axa prioritară nr. 1 „Educaţia şi formarea profesională în sprijinul creşterii economice şi dezvoltării societăţii bazate pe cunoaştere” Domeniul major de intervenţie 1.2 „Calitate în învăţământul superior” Numărul de identificare al contractului: POSDRU/156/1.2/G/138821 Beneficiar: Universitatea POLITEHNICA din Bucureşti Titlul proiectului: Calitate, inovare, comunicare - instrumente eficiente utilizate pentru creşterea accesului şi promovabilităţii în învăţământul superior tehnic
Activitatea A5. Introducerea unor module specifice de pregătire a studenţilor în vederea asigurării de şanse egale
MODUL DE INSTRUIRE: CHIMIE
Curs: 9
Grupele: C2, C3, C5, C6, C7, C8, C9, C10, C11, C12
Formatori:
Stefan Theodor Tomas, Ovidiu Cristian Oprea, Daniel Florin Sava, Ionela Andreea Neacsu
1
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
Reacţii redox
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
2
Reacţiile redox sunt tot reacţii cu transfer de electroni, dar
în care întotdeauna exista cel putin douǎ elemente care îşi
modificǎ starea de oxidare (în cazul reacţiilor acid –bazǎ Lewis
nu se modificǎ starea de oxidare). In reacţia dintre un agent
oxidant şi un agent reducǎtor nu se va forma un aduct, ci mai
multe substanţe noi, deci nu se va putea vorbi de o reacţie de
tip Lewis.
În chimie se întâlnesc un număr foarte mare de reacţii cu
transfer de electroni numite şi reacţii de oxido-reducere
(redox). Aceste reacţii se realizează printr-un transfer de
electroni de la un ion la altul. Orice proces redox se poate scrie
sub forma a două semireacţii
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
3
Ox1 + Red2 Red1 + Ox2
sau semireacţii:
Ox1 + e- Red1
reacţie de reducere; oxidantul se reduce
Red2 Ox2 + e-
reacţie de oxidare; reducătorul se oxidează
Reacţiile care se petrec cu cedare de electroni sunt reacţii
de oxidare, iar reacţiile de reducere sunt reacţiile care se
petrec cu acceptare de electroni. Deci, reacţiile de
oxidoreducere constau într-un transfer de electroni de la
reducător la oxidant.
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
4
Oxidantul produce oxidarea, ȋn procesul de oxidare el
reducându-se, fiind un acceptor de electroni. Când spunem ca o
substanţă se reduce, ȋnseamnă că ȋşi micşorează (ȋşi reduce) starea
de oxidare. Dintre oxidanţi fac parte: 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 (KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4), apă oxigenată, peroxizi,
HNO3 şi H2SO4 concentrat, etc.
Reducătorul produce reducerea, el oxidându-se prin donarea
de electroni.
Dintre reducători fac parte: metalele, cationii în treaptă
inferioară de oxidare (Fe2+, Sn2+, etc.), nemetale în trepte
inferioare de oxidare (S2-, H2PO2-, etc.), H2, C, CO, H2S, HCl.
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
5
Exemple de reacţii redox:
H2 + ½ O2 → H2O
½ H2 – 1e- → H+ |∙2
S.O. 0 → +1 cedează electroni,
deci se oxidează, are caracter reducător
½ O2 +2 e- → O2- |∙1
S.O. 0 → -2 acceptă electroni,
deci se reduce, are caracter oxidant
Intrucât ȋntr-o reacţie redox numărul de electroni cedaţi trebuie
să fie egal cu cel acceptaţi, trebuie stabilit cel mai mic multiplu
comun (ȋntre electronii implicaţi ȋn semireacţia de oxidare şi cei
din semireacţia de reducere), şi apoi multiplicată fiecare dintre
semireacţii astfel ȋncât sa se obţină egalitatea dorită. Coeficienţii
de multiplicare sunt ȋn acelaşi timp si coeficienţii procesului redox.
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
6
Pentru a putea scrie o reacţie redox este foarte important să
putem stabili starea de oxidare, notată cu S.O. (numit şi
număr de oxidare, N.O.). Starea de oxidare reprezintă
sarcina formală a unui atom pentru care considerăm toate
legăturile ca fiind 100% ionice.
El se calculează ca suma sarcinilor pozitive și negative ale
unui atom, care indică indirect numărul de electroni pe care
atomul i-a acceptat sau cedat.
În compuşii covalenţi se atribuie un număr de oxidare
negativ elementului cu electronegativitate mai mare şi
număr de oxidare pozitiv elementului cu electronegativitate
mai mică.
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
7
Pentru calcularea numerelor de oxidare se ţine cont de următoarele
reguli:
•substanţele elementare au S.O. zero: H20, O2
0, Cl20, S0, Na0, Cu0, Fe0,
etc.;
•în compuşii ionici numerele de oxidare sunt egale cu sarcina electrică a
ionului: Na+, Ca2+, Al3+, O2- etc.;
•hidrogenul în compuşii covalenţi are S.O. +1, de ex.: H+Cl-, H2+O2-. În
hidruri metalice, hidrogenul are S.O. -1, de exemplu: Li+H-;
•oxigenul în compuşi covalenţi sau ionici are S.O. -2 de exemplu: H2+O2-
; Ca2+O2-; In toţi compuşii care au legături peroxo (O-O) precum H2O2,
Na2O2 etc. S.O. este -1; In compuşii cu fluor, OF2, oxigenul fiind mai
puţin electronegativ ca fluorul, va avea S.O. +2.
•metalele au întotdeauna S.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.
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
8
Pentru a stabili S.O. ȋntr-un compus oarecare, va trebui sa
comparăm electronegativităţile elementelor. Legăturile ȋntre
elemente cu electronegativităţi diferite sunt considerate covalenţe
polare, adică electronii nu aparţin ȋn mod egal celor doi atomi, ci
sunt deplasaţi spre elementul mai electronegativ, determinând o
sarcină formală negativă la acesta şi pozitivă la cel mai puţin
electronegativ.
H1+-Cl1- ; O2-=S4+=O2- ; H31+N3- ; C2+=O2- ;
Pentru o substanţă poliatomică, H2SO4 spre exemplu, se vor trece
valorile S.O. pentru oxigen şi hidrogen, şi se va tine cont că
molecula sa fie neutră. S.O. pentru O este -2, pentru H este +1,
deci pentru S o calculam ȋn felul următor ∑ S.O. atomi = 0
S.O.S + 4∙S.O.O + 2∙S.O.H = S.O.S – 8 + 2 = 0; deci S.O.S = + 6.
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
9
Pentru ioni poliatomici S.O. se calculează ȋn mod asemănător.
Spre exemplu Na3PO4, conţine ioni de Na+ cu S.O. +1 şi ionul
PO43- cu sarcina -3. ∑ S.O. PO4
3- = -3. Cum S.O. pentru O este -2,
rezultă S.O. pentru P este + 5.
Daca legătura este realizată ȋntre atomi de acelaşi fel atunci
electronii nu sunt deplasaţi, covalenţa este nepolară, şi deci
sarcina pe fiecare atom este 0. Din acest motiv substanţele
elementare au S.O. 0.
H0-H0 → H20; O0=O0 → O2
0
In cazul unor legături O-O precum cele din H2O2, legătura
este covalentă nepolară, deci această legătură nu aduce nicio
contribuţie la valoare S.O. pentru oxigen. De aceea S.O. a
oxigenului va fi -1, aşa cum rezultă din contribuţia generată de
legătura H-O:
H1+-O1--O1--H1+
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
10
In mod asemănător se calculează contribuţia fiecărei legături ȋn
substanţele organice. Spre exemplu ȋn acidul formic, atomul de carbon
este legat de alţi trei atomi. Numărul de oxidare ȋn legătura C-H va fi -1
pentru C şi +1 pentru H. Numărul de oxidare ȋn legătura C=O va fi +2
pentru C şi -2 pentru O. Numărul de oxidare ȋn legătura C-OH se va
calcula ţinând seama de existenţa legăturii O-H. Intrucât S.O. totală a
oxigenului este -2, şi numărul de oxidare al H este +1, rezultă că
numărul de oxidare al C este +1 ȋn această legătură. Prin ȋnsumarea
tuturor valorilor numerelor de oxidare pentru fiecare legătura a atomului
de C rezultă S.O. +2.
H C
O
O
H1+
1+
2-
2-
2+
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
11
Dacă discutăm despre aldehida acetică, aceasta are doi atomi de carbon.
Pe legătura C-C se consideră că nu avem vreo deplasare electronică şi
deci contribuţia la S.O. va fi 0. Atomul de C legat doar de atomi de H, va
avea S.O. -3. Atomul de C din gruparea aldehidică este legat de un atom
de O cu S.O. -2, deci va avea un număr de oxidare corespunzător acestei
legături +2. In legătura cu atomul de H cu S.O. +1, atomul de C va avea
un număr de oxidare -1. Prin ȋnsumarea celor două valori rezultă S.O.
pentru C aldehidic +1.
H
CH
H
C
H
O
1+
1+1+
1+ 2-
3- 1+
Pentru egalarea unei reacţii redox se întocmeşte sistemul redox, astfel încât numărul de electroni cedaţi să fie egal cu numărul de electroni acceptaţi. De exemplu:
MnO2 + HCl MnCl2 + H2O + Cl2
Se calculează numerele de oxidare care se scriu deasupra elementelor şi se alege sistemul redox (elementele care se oxidează şi se reduc), calculându-se numărul de electroni cedaţi şi acceptaţi:
• Mn4+ + 2 e- → Mn2+ acceptă electroni,
deci se reduce S.O. de la +4 la +2, are caracter oxidant
• Cl1- -1 e- → ½ Cl20 cedează electroni,
deci se oxidează, are caracter reducător.
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
12
Cele două semiecuaţii redox se ȋnmulţesc pentru a obţine numărul de
electroni indicat de cel mai mic multiplu comun. In cazul de faţa prima
semiecuaţie se ȋnmulţeşte cu 1 şi a doua semiecuaţie se ȋnmulţeşte cu 2.
Coeficientul pentru substanţa care conţine Mn4+ va fi 1 şi coeficientul
pentru substanţa care conţine ionii Cl1- (HCl) va fi 2.
Se egalează apoi restul atomilor care nu au suferit fenomenul de oxido-
reducere.
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + 2 H2O + Cl2
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
13
Pentru efectuarea egalării 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, SO4
2- );
•atomii de hidrogen şi oxigen care nu au participat la fenomenul de
oxido-reducere.
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
14
În cazul moleculelor diatomice participante la cuplul
redox, dacă numărul de atomi rezultaţi din sistem este
impar, se dublează coeficienţii, de exemplu:
Al + HCl AlCl3 + H2
Al0 - 3 e- → Al3+ |∙1
H1+ + 1 e- → ½ H20 |∙3
Al + 3 HCl AlCl3 + 3/2 H2 |∙2
Reacţia devine:
2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2 ↑
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
15
Factorii care influenţează reacţiile de oxido-reducere sunt:
mediul de reacţie, catalizatorii, temperatura.
Spre exemplu aceeaşi reactanţi ȋn vor da naştere la produşi
diferiţi ȋn funcţie de natura mediului de reacţie: acid, neutru
sau bazic.
5 Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 5Na2SO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
3 Na2SO3 + 2 KMnO4 + H2O 2 MnO2↓ + 3 Na2SO4 + 2 KOH
Na2SO3 + 2 KMnO4 + 2 KOH Na2SO4 + 2 K2MnO4 + H2O
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
16
Se numesc amfoliţi redox substanţele care au în
componenţă ioni monoatomici sau poliatomici, care sunt sau
conţin elemente în trepte intermediare de oxidare, şi de aceea
se pot comporta în diverse reacţii, fie ca oxidanţi fie ca
reducători, în funcţie de caracterul oxido-reducător al
substanţei cu care reacţionează (ex. O22-, Hg2
2+, SO32-, NO2
-).
De exemplu ionul NO2- funcţionează:
- ca oxidant:
NO2- + e- + 2H+ NO + H2O E0 = + 1,00 V
- ca reducător:
NO2- + H2O NO3
- + 2e- + 2H+ E0 = -0,34 V