1 Oxidáció és Redukció A kémiai reakciók típusai Az oxidációs szám Oxidációs-redukciós egyenletek felírása Diszporporcionálódás Relatív oxidáló és redukálóképesség A kémiai egyenérték

2 A kémia reakciók típusai I. Ion-kombinációs reakciók a)Gázfejlődéssel járó reakciók FeS + 2HCl FeCl 2 + H 2 S Fe 2+ + S H + + 2Cl - Fe Cl - + (2H + + S 2- ) b)Csapadékképződéssel járó reakciók Pb(NO 3 ) 2 + 2NaCl PbCl 2 + 2NaNO 3 Pb NO Na + + 2Cl - (Pb Cl-) + 2Na + + 2NO 3 - c)Sav-bázis reakciók CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O +

3 A kémia reakciók típusai II.Oxidációs-redukciós (redoxi) reakciók Cu 2+ + Zn Cu + Zn 2+ A Cu 2+ redukálódik, a Zn oxidálódik 2Ag + + Cu 2Ag + Cu 2+ Az Ag + redukálódik, a Cu oxidálódik 2Fe 3+ + Sn 2+ 2Fe 2+ + Sn 4+ A Fe 3+ redukálódik, az Sn 2+ oxidálódik Az oxidáció (elektronleadás) és a redukció (elektronfelvétel) mindig egyidejűleg játszódik le.

4 Oxidációs szám Egy elem oxidációs száma (vagy oxidációs állapota) az illető elemnek az elektromosan töltött vagy semleges molekulán belüli atomjaihoz rendelhető szám. Megadja, hogy az atom hány és milyen töltéssel járul hozzá az egész molekula töltéséhez Számítása során feltételezzük, hogy az atomok közötti kötések elektronjai teljesen megosztódnak az atomok elektronvonzó képességének megfelelően. Ez sok esetben teljesen fiktív állapot, mert tkp. azt feltételezzük, hogy minden kötés teljesen ionos. Az oxidációs szám jelentősége abban áll, hogy segítségével megállapítható, hogy egyes elemek az átalakulás(ok) során változnak-e redoxi szempontból, s ha igen, milyen irányban. Az oxidációs számok ismerete segítséget nyújt a redoxireakciók egyenletének felírásában.

5 Oxidációs szám - szabályok 1.Egy képleten belül az egyes atomok oxidációs számainak összege a képlet által kifejezett atomcsoport összes töltésével egyenlő. NaCl : az oxidációs számok összege 0. MnO 4 - : az oxidációs számok összege A szabad állapotban lévő elemek minden atomjának oxidációs száma 0, függetlenül attól, hogy az illető elem egy- vagy többatomos molekulákból áll. Hg atomjainak oxidációs száma 0. Cl 2 atomjainak oxidációs száma 0. P 4 atomjainak oxidációs száma 0.

6 Oxidációs szám - szabályok 3.Egyszerű egyatomos ionok oxidációs száma a töltések számával egyenlő. Al 3+ oxidációs száma +3. S 2- oxidációs száma -2. Cl - oxidációs száma Az alkálifémek (IA oszlop fémei) vegyületeikben mindig +1-es, az alkáliföldfémek (IIA oszlop) mindig +2-es oxidációs számmal szerepelnek. Na + oxidációs száma +1. Ca 2+ oxidációs száma +2.

7 Oxidációs szám - szabályok 5.Az oxigén oxidációs állapota a legtöbb vegyületben -2. Kivételek azok a vegyületek, amelyekben oxigén-oxigén kötés fordul elő. H 2 O 2, Na 2 O 2 az oxigén oxidációs száma -1. KO 2 az oxigén oxidációs száma -1/2. Ritka kivétel OF 2, az oxigén oxidációs száma A hidrogén oxidációs állapota vegyületeiben általában +1. Kivétel az ionos hidridek, pl. LiAlH 4, NaBH 4 – a hidrogén oxidációs száma Az önkényes szabályok alkalmazását nem kötjük feltételekhez a molekulán belüli kötésekre vonatkozóan. - Az oxidációs szám törtszám is lehet. - Ha a fenti szabályok alapján valamely elem oxidációs száma nem határozható meg, akkor az illető elemnek a periódusos rendszerben elfoglalt helyéből vonhatunk le következtetéseket.

8 Oxidációs szám - példák Mennyi a kén oxidációs száma a következő esetekben: a) S 2-, b) H 2 SO 4, c) S 2 O 3 2-, d) CS 2, e) S 8 és f) Na 2 S 4 O 6 ? a) S 2- a 3. szabály alapján az oxidációs szám -2 b) H 2 SO 4 az 1. szabály alapján az oxidációs számok összegének nullának kell lenni. 4 oxigén atomonként -2 = -8 2 hidrogén atomonként +1 = A töltések összege akkor lesz nulla, ha a kén oxidációs száma +6 c) S 2 O 3 2- az 1. szabály alapján az oxidációs számok összege oxigén atomonként -2 = -6 2 kén atomonként +2 = (ez átlag – lásd szerkezeti képlet)

9 Oxidációs szám - példák Mennyi a kén oxidációs száma a következő esetekben: a) S 2-, b) H 2 SO 4, c) S 2 O 3 2-, d) CS 2, e) S 8 és f) Na 2 S 4 O 6 ? d) CS 2 mivel a szabály önkényes, bármilyen oxidációs számot hozzárendelhetünk, csak arra kell figyelni, hogy az össztöltés nulla kell legyen. Figyelembe véve, hogy a kén az oxigénnel van egy csoportban, a szén-dioxid analógiájára a kénnek általában -2 oxidációs számot tulajdonítunk. 4 kén atomonként -2 = -4 1 szén atmonként +4 = e) S 8 Minden elem oxidációs száma 0.

10 Oxidációs szám - példák Mennyi a kén oxidációs száma a következő esetekben: a) S 2-, b) H 2 SO 4, c) S 2 O 3 2-, d) CS 2, e) S 8 és f) Na 2 S 4 O 6 ? f ) Na 2 S 4 O 6 A 4. szabály szerint az alkálifémek oxidációs száma vegyületeikben oxigén atmonként -2 = nátrium atomonként +1 = A négy kénatom oxidációs számainak összegének tehát +10 kell lenni, vagyis egy-egy kénatom oxidációs száma +2,5. Az oxidációs szám törtszám is lehet. Az ilyen értékek mindig átlagok (pl. HN 3, -1/3; Pb 3 O 4, +8/3)

11 Oxidációs-redukciós reakciók A redoxireakciók jellemzője, hogy a kiindulási anyagok egyes elemeinek oxidációs száma megváltozik. Az az elem, amelynek oxidációs száma megnő, oxidálódik. Az az elem, amelynek oxidációs száma csökken, redukálódik. Az oxidálószerek más anyagokat oxidálnak, miközben saját maguk redukálódnak. A redukálószerek más anyagokat redukálnak, miközben saját maguk oxidálódnak.

12 Oxidációs-redukciós reakciók Állapítsuk meg, hogy a következő reakcióban melyik részecske oxidálódik, melyik redukálódik, melyik az oxidálószer és melyik a redukálószer: Fe H + + NO 3 - Fe 3+ + NO 2 + H 2 O. Az oxidálószer a nitrátion, amely a Fe 2+ iont Fe 3+ ionná oxidálja. A redukálószer a Fe 2+ ion, amely a nitrogén(V)-öt nitrogén(IV)-gyé redukálja Redoxireakciókban nemcsak ionok vehetnek részt! C + O 2 CO 2 Ebben a reakcióban a szén a redukálószer, az oxigén pedig az oxidálószer.

13 Oxidációs-redukciós reakciók Vizes oldatban lejátszódó reakcióknál gyakran tapasztaljuk, hogy a keletkező termékek minősége függ: a kiindulási anyagok koncentrációjától Cu + 4H + + 2NO 3 - (konc.) Cu NO 2 + 2H 2 O 3Cu + 8H + + 2NO 3 - (híg.) 3Cu NO + 4H 2 O a közeg kémhatásától Erősen savas közegben: 2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5Na 2 SO 4 + 3H 2 O Semleges, gyengén lúgos közegben: 2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O 2MnO 2 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH Erősen lúgos közegben: 2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

14 Redoxi egyenletek felállítása Az ion-elektron részreakciók módszere Savas oldatban lejátszódó reakciók H + + NO Cu 2 O NO + Cu 2+ + H 2 O (nincs rendezve!) 1. lépés Azonosítsuk az oxidált és redukált elemeket, valamint az oxidáció és redukció termékeit. Az NO 3 - redukálódott NO-vá, a Cu 2 O oxidálódott Cu 2+ -ionná. 2. lépés Írjuk le az oxidált elemet tartalmazó vegyület képletét és az oxidáció termékét. Cu 2 O Cu 2+

15 Redoxi egyenletek felállítása 3. lépés Tegyük egyenlővé az oxidált elem atomjainak számát az egyenlet két oldalán. Cu 2 O 2Cu lépés A nagyobb oxidációs számot tartalmazó oldalra írjuk fel az oxidációs állapot változásának megfelelő számú elektront. Cu 2 O 2Cu e - 5. lépés Savas oldat esetén adjunk hozzá annyi H + -iont, amennyi a töltés kiegyenlítéséhez szükséges 2H + + Cu 2 O 2Cu e -

16 Redoxi egyenletek felállítása 6. lépés Adjunk hozzá annyi vizet, hogy a hidrogén- és oxigénatomok száma kiegyenlítődjék a két oldalon 2H + + Cu 2 O 2Cu 2+ + H 2 O + 2e - 7. lépés Egyenlítsük ki a többi atom számát is, ha szükséges. Így megkapjuk az oxidált elemre vonatkozó teljes részreakciót 2H + + Cu 2 O 2Cu 2+ + H 2 O + 2e - 8. lépés Ismételjük meg a 2-7. lépéseket a redukált elemmel, hogy megkapjuk a redukált elemre vonatkozó teljes részreakciót 4H + + NO e - NO + 2H 2 O

17 Redoxi egyenletek felállítása 9. lépés Szorozzuk meg a 7. és 8. lépések eredményeit a szükséges legkisebb egész számmal, hogy a 8. lépés elektronjainak száma megegyezzék a 7. lépésben kapott elektronok számával. A 7. lépést 3-mal szorozva 6H + + 3Cu 2 O 6Cu H 2 O + 6e - A 8. lépést 2-vel szorozva 8H + + 2NO e - 2NO + 4H 2 O 10. lépés Adjuk össze a két részreakciót, majd vonjuk ki azokat a részecskéket, amelyek mindkét oldalon szerepelnek. 14H + + 3Cu 2 O + 2NO 3 - 6Cu NO + 7H 2 O

18 Redoxi egyenletek felállítása Bázisos oldatban lejátszódó reakciók OH - + Bi(OH) 3 + MnO 4 - MnO 2 + BiO H 2 O (nincs rendezve!) Az 5. lépésben nem H +, hanem OH - -ionokat kell az egyenlethez hozzáadni a töltések kiegyenlítésére. Az oxidációs részreakció 3Bi(OH) 3 + 9OH - 3 BiO H 2 O + 6e - A redukciós részreakció 2MnO H 2 O + 6e - 2MnO OH - A teljes egyenlet OH - + 3Bi(OH) 3 + 2MnO 4 - 2MnO BiO H 2 O

19 Redoxi egyenletek felállítása Az ion-elektron részreakciók módszerének előnyei: 1.Csak a reakcióban részt vevő ionok, molekulák stb. szerepelnek benne, különböző hipotetikus részecskék helyett. 2.A részreakciók galvánelemek, elektrolíziscellák szerkesztésénél is jól használhatók. 3.A részreakciók segítségével jobban megérthető, hogyan hat az alkotórészek koncentrációjának változása a megfigyelt szabadentalpia-változásra.

20 Diszproporcionálódás Ha egy reagens olyan elemet tartalmaz, amelynek oxidációs állapota a maximális és minimális oxidációs szám között van, bizonyos körülmények között úgy reagálhat, hogy belőle az alacsonyabb és magasabb oxidációs számú elem keletkezik. Ezt a reakciót diszproporcionálódásnak vagy autooxidációnak nevezzük. 2H + + Cu 2 O + 2e - 2Cu + H 2 O 2H + + Cu 2 O 2Cu H 2 O + 2e - Összesen: 2H + + Cu 2 O Cu + Cu 2+ + H 2 O Ebben a reakcióban a Cu(I) oxidálószer és redukálószer egyaránt.

21 Diszproporcionálódás Általában diszproporcionálódás játszódik le, ha a nulla oxidációs számú nemfémes elemet (klór, bróm, jód, kén, szelén, foszfor, arzén, antimon stb.) erős lúggal reagáltatjuk. Például: Cl 2 + 2OH - ClO - + Cl - + H 2 O 3Cl 2 + 6OH - ClO Cl - + 3H 2 O Ezek az elemek nulla oxidációs állapotban és savas oldatban stabilak a diszproporcionálódással szemben. Ha egy elem két olyan vegyületét vesszük, amelyek közül az egyikben az elem pozitív, a másikban negatív oxidációs számú, és a vegyületeket összekeverjük, akkor azok savas vagy semleges közegben úgy reagálnak, hogy szabad elem keletkezik. 2H + + Cl - + ClO - Cl 2 + H 2 O

22 Relatív oxidáló- és redukálóképesség A redoxi–részreakciók általános alakja: oxidálószer + n e - redukálószer oxidált alakredukált alak Az összetartozó oxidálószert és redukálószert tartalmazó rendszert redoxirendszernek nevezzük. Két redoxirendszer megfelelő egyesítésével redoxireakció játszódhat le, s h a rendszerek ismertek, a reakció termékét előre meg lehet mondani. Nehézségek: Ha a redoxireakció helyes egyenletét fel tudjuk írni, az még nem jelenti azt, hogy a reakció valóban le is játszódik. Adott reagens több redox-párhoz is tartozhat. Például, a vas(2+) -ion tartozhat a Fe Fe 2+ és a Fe 2+ Fe 3+ rendszerhez, tehát lehet redukálószer és oxidálószer is. Előfordulhat, hogy a reakció olyan lassú, hogy a megfigyelhető időtartam alatt nem keletkeznek termékek.

23 Relatív oxidáló- és redukálóképesség Adott rendszer esetén minél erősebb az oxidálószer, annál gyengéb redukálószer lesz a redukció terméke. oxidálószerredukálószer erős F 2, Cl 2, Br 2, F -, Cl -, Br - gyenge közepes Ag +, I 2, Cu 2+, H +, Fe 2+ Ag, I -, Cu, H 2, Fe közepes gyenge Zn 2+, Al 3+, Na + Zn, Al, Na erős

24 Redoxititrálások Ha a redoxireakció elég nagy sebességgel játszódik le, az egyik reagenst titrálni lehet a másikkal (hasonlóan a sav-bázis titráláshoz) ox 1 + red 2 red 1 + ox 2 A végpontot redoxiindikátor jelzi, amelyet kis koncentrációban a titrálandó oldathoz adunk. Az indikátor oxidáció vagy redukció hatására akkor változtatja meg a színét, mihelyt a titrálandó anyag elfogy. Egyes titrálásoknál a reagens intenzív saját színe (pl. permanganátion) valamint a redukció termékeinek halvány színe feleslegessé teszi az indikátor használatát.

25 A kémiai egyenérték Gyakran kényelmes (bár nem okvetlenül szükséges) a kémiai egyenérték fogalmát használni. A kémiai egyenérték egy anyagnak azt a mennyiségét jelenti, amely 1 mól elektronnal reagál, illetve 1 mól elektront vagy 1 mól hidrogént szabadít fel. Bármely anyag 1 egyenértéke bármely más anyagnak pontosan 1 egyenértékével reagál, feltéve, hogy a reakció egyáltalán lejátszódik.

26 A kémiai egyenérték Az egyenértéket mindig egy adott reakcióra nézve kell megállapítani, hisz egyes anyagok többféle reakcióra is képesek. Például: permanganátion savas közegben: MnO H + + 5e - Mn H 2 O e.érték: M(MnO 4 - )/5 semleges-enyhén lúgos közegben: MnO H 2 O + 3e - MnO 2 + 4OH- e.érték: M(MnO 4 - )/3 lúgos közegben: MnO e - MnO 4 2- e.érték: M(MnO 4 - )