Chemia ogólna - wykład IV

(1)

Filmy, animacje, rysunki, …

http://scholaris.pl/ http://www.youtube.com/ http://wikipedia.com/ http://wwww.blobs.org/ http://davidjohnewart.com/Chemistry/chemtheft/09.html

Wzory sumaryczne i strukturalne związków

H

2

S

SO

₂

H

₂

SO

₄

H

₃

PO

₄

CH

4

OHC

2

H

5

NH

2

(2)

Wzory sumaryczne i strukturalne związków

H

₂

SO

₄ Fe2(SO4)3 siarczan(VI) żelaza(III) CuSO4 siarczan(VI) miedzi(II) K₂SO₄ siarczan(VI) potasu

1. stopień utlenienia pierwiastka w stanie wolnym przyjęto za równy zeru

2. suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce związku jest równa zeru 3. suma stopni utleniania atomów wchodzących w skład jonu złożonego jest równa

ładunkowi tego jonu

4. fluor we wszystkich związkach występuje na stopniu utlenienia

1-5. wodór w zasadzie występuje na stopniu utlenienia 1+, wyjątki stanowią wodorki wszystkich metali oraz niektórych niemetali, na przykład krzemu, arsenu, boru, w których przyjmuje on stopień utlenienia

1-6. tlen występuje

Reguły ustalania stopni utleniania

stopień utlenienia wskazuje ile ładunków dodatnich lub ujemnych można przypisać atomowi danego pierwiastka przy założeniu, że tworzy on z atomami drugiego pierwiastka tylko wiązania jonowe

tlenki 2- CaO nadtlenki 1- H2O2 ponadtlenki 1_/ 2- KO2 zwizki dioksygenylowe 1_/ 2+ O2PtF6 związki oksygenylowe 2+ OF2

(3)

Ustalanie stopnia utleniania

S

4+

_O

22-

H

21+

S

6+

O

42-

[S

4+

O

32-

]

2-H

₂1+

_S

2-Ba

2+

_O

2

1-Ca

2+

_H

2

1-Al

3+

_H

3

1-[

1

_{H] = 1s}

1

_{ -1ē}

_[H

I+

_]

₌

_1s

0

[

8

_{O] = 1s}

2

_2s

2

_2p

4

_{ +2ē}

_[O

2-

_]

_{= 1s}

2

_2s

2

_2p

6

[

16

_{S] = 1s}

2

_2s

2

_2p

6

_3s

2

_3p

4

_{ +2ē [S}

2-

_{] = 1s}

2

_2s

2

_2p

6

_3s

2

_3p

6

-4ē [S

4+

_{] = 1s}

2

_2s

2

_2p

6

_3s

2

_3p

0

-6ē [S

6+

_{] = 1s}

2

_2s

2

_2p

6

_3s

0

_3p

0

[

35

_{Br] = 1s}

2

_2s

2

_2p

6

_3s

2

_3p

6

_4s

2

_3d

10

_4p

5

_{ +1ē , -3ē , -5ē , -7ē}

(4)

wartościowość (oznaczana cyfrą rzymską) to liczba wiązań,

za pomocą których atomy łączą się ze sobą (wiązanie

kowalencyjne) lub ładunek jonu (wiązanie jonowe)

wartościowość pierwiastka związana jest z liczbą elektronów

walencyjnych

elektrony walencyjne to elektrony najbardziej oddalone od

jądra w atomie

Wartościowość pierwiastka

I grupa – wszystkie pierwiastki mają wartościowość I II grupa – wszystkie pierwiastki mają wartościowość II III grupa skand – III itr – III IV grupa tytan – III, IV cyrkon – IV hafn – IV rutherford – IV V grupa wanad – II, III, IV, V niob – II, IV, V' tantal – II, IV, V' dubn – V VI grupa chrom – II, III, VI

molibden – II (rzadko), III, IV, V, VI wolfram – II (rzadko), III (rzadko), IV, V,VI seaborg – VI

VII grupa

mangan – II, III, IV, VI, VII technet – II (rzadko), IV, VII ren – II (rzadko), III, IV, VI, VII bohr – VII

VIII grupa

żelazo – II, III, VI (rzadko) ruten – II, III, IV, VI, VIII (rzadko) osm – III, IV, VI, VIII has – VIII IX grupa kobalt – II, III

rod – II (rzadko), III, IV, V (rzadko), VI (rzadko) iryd – II (rzadko), III, IV, V (rzadko), VI (rzadko) X grupa

nikiel – II, III pallad – II, IV platyna – II, IV, VI (rzadko) XI grupa

miedź – I, II, III (rzadko) srebro – I, II (rzadko), III (rzadko) złoto – I, III XII grupa cynk – II kadm – II rtęć – I, II XIII grupa bor – III glin – III gal – III ind – I, III tal – I, III XIV grupa węgiel – II (rzadko), IV krzem – IV german – II (rzadko), IV cyna – II, IV ołów – II, IV XV grupa azot – I, II, III, IV, V fosfor – III, V arsen – III, V antymon – III, V bizmut – III, V XVI grupa tlen – II siarka – II, IV, VI selen – II, IV, VI tellur – II, IV, VI polon – II, IV, VI XVII grupa fluor – I chlor – I, III, V, VII brom – I, III, V, VII jod – I, III, V, VII

(5)

Klasyfikacja związków chemicznych

związek chemiczny – jednorodne połączenie co najmniej dwóch różnych pierwiastków chemicznych za pomocą dowolnego wiązania

 związki organicznesą to połączenia węgla, wodoru i innych pierwiastków, poza kwasem węglowym i jego pochodnymi

 wszystkie pozostałe związki przyjęło się nazywaćzwiązkami nieorganicznymi

 związki metaloorganiczne oraz związki kompleksowezawierające ligandy organiczne

• tlenki

• kwasy

• wodorotlenki

• sole (wodorosole, hydroksosole)

• wodorki

• związki kompleksowe

• inne

(6)

wszystkie pierwiastki tworzą tlenki (metale, metaloidy i niemetale)

Tlenki

nadtlenki pierwiastki z grup 1, 2 i 12

E

_n

O

₂

O22- (O-O) 2-tlen na –1 stopniu u2-tlenienia

H2O2, K2O2, BaO2

ponadtlenki pierwiastki z grupy 1

E

_n

O

₂

O22- (O-O)

1-tlen na –1/2 stopniu u1-tlenienia

KO2

E

n

_O

n

2-tlenki

tlenki metali

tlenki kwasowe CO2, N2O5, CrO3, Mn2O7

_{tlenki niemetali}

tlenki amfoteryczne

ZnO, MnO

2

, GeO

2

,

Sb

₂

O

₃

, As

₂

O

₃

tlenki obojętne

CO, NO, SiO,

N

₂

O

tlenki zasadowe

(7)

tlenek sodu

nazewnictwo tlenków: tlenek + nazwa

pierwiastka i jego wartościowość w

nawiasie

(jeżeli

pierwiastek

może

przyjmować

więcej

niż

jedną

wartościowość)

Tlenki

-2

1

2 O

Na







2

4 _O

C

tlenek węgla(IV) K2O – tlenek potasu

CaO – tlenek wapnia Al2O3– tlenek glinu N2O – tlenek azotu(I) NO – tlenek azotu(II) N2O3– tlenek azotu(III) NO2– tlenek azotu(IV) N2O5– tlenek azotu(V) Cl2O7– tlenek chloru(VII)

występowanie: SiO2, H2O, Al2O3, FeO (czarny wustyt)

tlenkowe rudy żelaza: czerwony hematyt(Fe2O3)

czarny magnetyt (Fe3O4)

żółto-brązowy limonit (Fe2O3 n H2O)

brunatny getyt (FeO(OH))

właściwości fizyczne:

tlenki metali: ciała stałe, w stanie ciekłym przewodzą prąd elektryczny; tlenki litowców i berylowców reagują z wodą

tlenki niemetali: gazy CO ( ), ciecze H₂O ( ), ciała stałe SiO₂, P₄O₁₀ ( ), P2O5( );

reagują z wodą z wyjątkiem tlenków obojętnych jak: CO, NO

(8)

Otrzymywanie tlenków

1. utlenianie pierwiastków

4Na + O2 2Na2O / 2Na +O2 Na2O2

S + O2 SO2

2. utlenianie niższego tlenku danego pierwiastka do tlenku zawierającego ten sam pierwiastek ale na wyższym stopniu utlenienia

2CO + O2 2CO2

4NO + O2 2N2O3

3. redukcja wyższego tlenku do tlenku na niższym stopniu utlenienia

CO2+ C  2CO

CO2+ Mg  MgO + CO

MnO2+ H2 MnO + H2O

http://scholaris.pl/

4. spalanie związków organicznych

C2H5OH + O2 2CO2+ 3H2O

CH4+ 2O2 CO2+ 2H2O

5. rozkład termiczny soli, wodorotlenków i tlenków MgCO3 MgO + CO2 (+ H₂O) (+ Ca(OH)₂) Cu(OH)2 CuO + H2O 4MnO2 2Mn2O3+ O2 (NH4)2Cr2O7  Cr2O3+ N2+ 4H2O

Otrzymywanie tlenków

(9)

Reaktywność tlenków

tlenki zasadowe (bezwodniki zasadowe) to

tlenki metali głównie litowców i berylowców

1. tlenki zasadowe reagują z wodą tworząc wodorotlenki UWAGA – z wodą nie reagują: CrO, FeO i MnO

MgO + H2O  Mg(OH)2

K2O + H2O  2KOH

2. tlenki zasadowe reagują z kwasami i tlenkami kwasowymi UWAGA – z wodą nie reagują: B2O3i SiO2

CuO + H2SO4 CuSO4+ H2O

Na2O + 2HCl  2NaCl + H2O

MgO + CO2 MgCO3

Reaktywność tlenków

tlenki kwasowe (bezwodniki kwasowe)

1. tlenki kwasowe reagują z wodą dając kwas

CO2+ H2O  H2CO3

CrO3+ H2O  H2CrO4

P2O5+ H2O  2HPO3 kw. metafosforowy(V)

P2O5+ 2H2O  H4P2O7 kw. pirofosforowy(V)

P2O5+ 3H2O  2H3PO4 kw. ortofosforowy(V)

2. tlenki kwasowe reagują z wodorotlenkami dając sól i wodę

CO2+ NaOH  Na2CO3+ H2O

SO3+ Mg(OH)2 MgSO4+ H2O

3. tlenki kwasowe reagują z tlenkami zasadowymi dając sól

(10)

Tlenki amfoteryczne

tlenki amfoteryczne (BeO, Al2O3, Ga2O3, In2O3, SnO, SnO2, PbO2, PbO,

Sb2O5, Sb2O3, TeO2, As2O3, ZnO, CuO, MnO2, Cr2O3)

 mają dość zbliżone udziały wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego i jonowego, czyli różnica elektroujemności oscyluje w pobliżu 1,7 (1,4 – 2.0)

 ze wzrostem stopnia utlenienia w tlenku rośnie jego kwasowość (a maleje zasadowość) np. Mn

• wartościowości: II, III, IV, V, VI, VII

• średnią wartościowością jest IV -tlenek amfoteryczny

• każdy wyższy tlenek jest coraz bardziej kwasowy i w reakcji z wodą daje coraz to silniejszy kwas

http://biomist.pl/chemia/artykuly/tajemnica-amfoterycznosci/2883

Tlenki amfoteryczne

reagują zarówno z (mocnymi) zasadami jaki i kwasami

ZnO + H2SO4ZnSO4+ H2O

ZnO + 2NaOH Na2ZnO2+ H2O

Al2O3 + 6HCl 2AlCl3+ 3 H2O

(11)

n – wartościowość reszty kwasowej

niemetale tworzą kwasy

beztlenowe i tlenowe

Kwasy

H

1+

_n

R

n

wzór nazwa tradycyjna reszta

kwasowa nazwa soli

HFaq kwas fluorowodorowy F1- fluorek

HClaq kwas chlorowodorowy Cl1- chlorek

HBraq kwas bromowodorowy Br1- bromek

HIaq kwas jodowodorowy I1- jodek

HCNaq kwas cyjanowodorowy CN1- cyjanek

H2Saq kwas siarkowodorowy S2– HS 1-siarczek wodorsiarczek

Kwasy beztlenowe

(12)

wzór nazwa jon nazwa soli

H₂CO₃ kwas węglowy CO32–

HCO3–

węglan wodorowęglan HNO₂ kwas azotowy(III) NO₂– _azotan(III)

HNO₃ kwas azotowy(V) NO₃– _azotan(V)

H3PO3 kwas fosforowy(III) PO₃3– HPO32– H2PO3– fosforan(III) wodorofosforan(III) dwuwodorofosforan(III) H₂SO₃ kwas siarkowy(IV) SO32– HSO3– siarczan(IV) wodorosiarczan(IV) H₂SO₄ kwas siarkowy(VI) SO42– HSO₄– siarczan(VI) wodorosiarczan(VI)

Kwasy tlenowe

wzór nazwa jon nazwa soli

HClO kwas chlorowy(I) ClO– _chloran(I)

HClO2 kwas chlorowy(III) ClO2– chloran(III)

HClO₃ kwas chlorowy(V) ClO₃– _chloran(V)

HClO₄ kwas chlorowy(VII) ClO₄– _chloran(VII)

HBrO3 kwas bromowy(V) BrO3– bromian(V)

HJO4 kwas jodowy(VII) IO4– jodan(VII)

HPO₃ kwas metafosforowy(V) PO₃- _{metafosforan(V)}

H₄P₂O₇ _{kwas pirofosforowy(V)} _P 2O74- pirofosforan(V) H₃PO₄ kwas ortofosforowy(V), kwas fosforowy(V) PO4 3-HPO₄2– H₂PO₄– ortofosforan(V); fosforan(V) wodorofosforan(V) dwuwodorofosforan(V)

Kwasy tlenowe

(13)

Kwasy H

_n

R, otrzymywanie

1. tlenek kwasowy + woda = kwas

CO2+ H2O  H2CO3

N2O3+ H2O  2HNO2

N2O5+ H2O  2HNO3

P4O10+ 6H2O  4H3PO4

2. reakcja jonowa strącania osadu AgNO3+ K2S  Ag2S + KNO3

BaCl2+ H2SO4 BaSO4 + 2HCl

3. słaby kwas tlenowy można otrzymać działając na jego sól kwasem mocnym

Ca(CH3COO)2+ H2SO4 2CH3COOH + CaSO4

4. kwasy beztlenowe otrzymuje się przez rozpuszczanie odpowiednich wodorków w wodzie

https://www.cezaskielce.pl/index.php/tabela-rozpuszczalnosci-832.html

Reaktywność kwasów

1. reakcja zobojętniania (wodorotlenek + kwas)

HCl + NaOH  NaCl + H₂O

2H3PO4+ 3Mg(OH)2 Mg3(PO4)2+ 6H2O

2. większość kwasów reaguje z metalami nieszlachetnymi wypierając z nich wodór

6HCl +2Al  2AlCl₃+3H2

Mg + H2SO4 MgSO4+ H2

3. metale szlachetne i półszlachetne reagują z kwasami utleniającymi, np. stężonym H2SO4i

HNO3, ale nie wypierają wodoru z tych kwasów

3Cu + 8HNO3(rozc.)  3Cu(NO3)2+ 2NO + 4H2O

CuO + 4HNO3(stęż.)  Cu(NO3)2+ 2NO2 + 2H2O

Cu + 2H2SO4(stęż.)  CuSO4+ SO2 + 2H2O

4. kwasy reagują z tlenkami metali

FeO + H2SO4 FeSO4+ H2O

MgO + 2HCl  MgCl2+ H2O

(14)

metale i metaloidy

tworzą wodorotlenki

Wodorotlenki

LiOH – wodorotlenek litu Ca(OH)2– wodorotlenek wapnia

Al(OH)3– wodorotlenek glinu

Fe(OH)2– wodorotlenek żelaza(II)

Fe(OH)3- wodorotlenek żelaza(III)

Sn(OH)2- wodorotlenek cyny(II)

Sn(OH)4- wodorotlenek cyny(IV)

M

n

_(OH)

n

(-2) + (+1) = -1

Wodorotlenki M(OH)

_n

, otrzymywanie

1. tlenek zasadowy + woda  wodorotlenek CaO + H2O  Ca(OH)2

2. lekkie metale w reakcji z wodą dają wodorotlenek i H2

2Na + 2H2O 2NaOH + H2

3. wodorotlenki trudno rozpuszczalne w H2O w reakcji strącania osadu

FeCl3+ 3NaOH Fe(OH)3+ 3NaCl

(15)

wodorotlenki zasadowe: wodorotlenki litowców i berylowców (za wyjątkiem Be(OH)2)

1. wodorotlenki zasadowe reagują z kwasami dając sól i wodę (reakcja zobojętniania)

Mg(OH)2+ H2CO3  MgCO3+ 2H2O

Fe(OH)3+ 3HNO3  Fe(NO3)3+ 3H2O

2. wodorotlenki amfoteryczne (Zn, Pb, Sn, Al, Be, As, Sb, Cr, czy Mn) M(OH)m HmMOm

równowaga pomiędzy formą zasadową i kwasową

Sn(OH)4  H4SnO4  4H++ SnO4

4-Sn(OH)4+ HCl  SnCl4+ H2O

Sn(OH)4+ 4NaOH  Na4SnO4+ 4H2O

Reaktywność wodorotlenków

Sole

wodorosole

hydroksosole

M

_m

n

_(R)

n

m

M(H

_m

R)

_n

[M(OH)

_m

]R

_n

(16)

NaCl – chlorek sodu (sól kuchenna) Fe2S3– siarczek żelaza(III)

KNO3– azotan(V) potasu (saletra potasowa)

Ca(HCO3)2– wodorowęglan wapnia

(NH4)(H2PO4) – dwuwodorofosforan(V) amonu

Al(OH)2Cl – dwuhydroksochlorek glinu

Bi(OH)2NO3 – dwuhydroksoazotan(V) bizmutu(III)

Sole

Otrzymywanie soli

1. reakcja zobojętniania

2NH4OH + H2S  (NH4)2S + 2H2O

2. kwas (utleniający) + metal (szlachetny)  sól + H2

Fe + 2HCl  FeCl₂+ H2

3. tlenek zasadowy + kwas  sól + woda

Na2O + H2CO3 Na2CO3+ H2O

4. wodorotlenek + tlenek kwasowy  sól + woda

2KOH + SO2 K2SO3+ H2O

5. tlenek kwasowy + tlenek zasadowy  sól

MgO + CO2 MgCO3

6. metal + niemetal sól

Zn + S  ZnS

Ca + Br2 CaBr2

(17)

dla grup od 1 do 15

dla grup 16 i 17

Wodorki

LiH – wodorek litu BH3– wodorek boru

CH4– metan

PH3– wodorek fosforu

SiH4– wodorek krzemu

H2S – siarkowodór H2Se – selenowodór HF – fluorowodór HCl – chlorowodór

E

n

_H

n

H

_n

E

n

Wodorki H

_n

E, otrzymywanie

wodorki metali – najczęściej wiązanie jonowe, ciała stałe (białe)

wodorki niemetali – najczęściej wiązanie kowalencyjne, gazy

H2O, H2S i CH4najważniejsze wodorki

1. synteza pierwiastka z wodorem H2+ F2 2HF

H2+ Cl2 2HCl światło

(18)

1. reagują z wodą dając wodorotlenki i wodór

NaH + H2O  NaOH + H2

CaH2+ 2H2O  Ca(OH)2+ 2H2

2. wodorki niemetali takich jak fluorowce i siarkowce reagują z wodą tworząc kwasy beztlenowe

HCl + H2O  HClaq

3. amoniak z wodą tworzy wodorotlenek amonowy NH3+ H2O  NH4OH

4. pozostałe wodorki niemetali nie reagują z wodą

Reaktywność wodorków

2 3

H

FeCl

HCl

Fe







Uzgadnianie i odczytywanie równań reakcji

powyższe równanie można odczytać na dwa sposoby:

 dwa atomy żelaza reagują z sześcioma cząsteczkami kwasu chlorowodorowego dając dwie cząsteczki chlorku żelaza(III) i 3 cząsteczki wodoru

 dwa mole żelaza reagują z sześcioma molami kwasu chlorowodorowego dając dwa mole chlorku żelaza(III) i trzy mole wodoru cząsteczkowego

ilość atomówkażdego pierwiastka musi być taka sama po obydwu stronach równania

2

6

3 Ba(OH)

₂

+ H

₃

PO

₄

= Ba

₃

(PO

₄

)

₂

+ H

₂

O

(19)

Ile gramów kwasu siarkowego(VI) trzeba zużyć do

zobojętnienia 20g wodorotlenku sodowego?

H

₂

SO

₄

+ NaOH  Na

₂

SO

₄

+ H

₂

O

masa cząsteczkowa H2SO4= 98g

masa cząsteczkowa NaOH = 40g

98g H

₂

SO

₄

– 80g NaOH

xg H

₂

SO

₄

– 20g NaOH

xg H

₂

SO

₄

= 98g  20/80 = 24,5g

2

2 Reakcje chemiczne, typy reakcji chemicznych

równanie reakcji jest symbolicznym zapisem rzeczywistej

reakcji chemicznej:

aA + bB

 cC + dD

a, b, c, d – współczynniki stechiometryczne

substraty

produkty

synteza analiza wymiany A B A B A B A B A C A B B A B C C D A C B D

+

₊

+

(20)

Typy reakcji chemicznych

reakcja syntezy – dwa lub więcej substratów tworzy

jeden produkt

2H

₂

+ O

₂

 H

₂

O

S + O

₂

 SO

₂

CaO + CO

₂

 CaCO

₃

reakcja analizy – jeden substrat rozkłada się na produkty

Typy reakcji chemicznych

CaCO

₃

 CaO + CO

₂

2HgO  2Hg + O

₂

(21)

reakcja wymiany pojedynczej – tylko jeden pierwiastek

ulega wymianie w związku podczas reakcji

Typy reakcji chemicznych

Zn + HCl

 ZnCl

₂

+ H

₂



Fe + CuSO

₄

 FeSO

₄

+ Cu

2Al + 6HNO

₃

 2Al(NO

₃

)

₃

+ 3H

₂



Typy reakcji chemicznych

reakcja wymiany podwójnej – dwa pierwiastki ulegają

wymianie w związku podczas reakcji

ZnSO

₄

+ Na

₂

CO

₃

 ZnCO

₃

+ Na

₂

SO

₄

Fe(OH)

₃

+ H

₃

PO

₄

 FePO

₄

+ 3H

₂

O

(22)

Reakcje redox

reakcja redox – nazwa pochodzi od procesów redukcji i

utleniania:

utlenianie jest związane z utratą elektronu przez atom lub cząsteczkę, czyli podwyższeniem stopnia utlenienia

redukcja związana jest z przyjęciem elektronu i obniżeniem (redukcją) stopnia utlenienia A B 0 0 A+ _B -+

-+

+

przyjmują elektrony (redukcja)

oddają elektrony (utlenienie)

reduktor – dawca elektronów utleniacz – biorca elektronów

Reakcje redox

2Mg + O

₂

 2MgO

(23)

Uzgadnianie reakcji redoks, 1p

)

utleniania

r.

2e

Cu

( 0 )

_

( 2 )

_

₍

redukcji )

( r.

N

3e

N

( 5 )

_

_

( 2 )

2 / 

3 / 

6e

3Cu

( 0 )

_

( 2 )

_

) ( 2 ) ( 5

_6e

_2N

2N



_

_



Cu + HNO

3

→ Cu(NO

3

)

2

+ NO + H

2

O

Cu

(0)

_{+ H}

(1+)

_N

(5+)

_O

3(2-)

→ Cu

(2+)

(N

(5+)

O

3(2-)

)

2

+ N

(2+)

O

(2-)

+ H

2(1+)

O

(2-)

3 Cu +

8 HNO

₃

→

3 Cu(NO

₃

)

₂

+

2 NO +

4 H

₂

O

Zasada ogólna uzgadniania reakcji redoks

zachowana zostaje zarówno liczba atomów każdego rodzaju pierwiastka, jak i liczba elektronów

w roztworach wodnych liczby atomów wodoru i tlenu bilansuje się przy użyciu jonów H+_{(aq), OH}-_i

cząsteczek H2O

reakcje połówkowe utleniania i redukcji bilansuje się oddzielnie, a następnie sumuje

wszystkie elektrony użyte w procesie utleniania muszą być zużyte w procesie redukcji

(24)

MnO

₄

1-(aq)

+ H

2 C

2 O

4 (aq)

→ Mn

2+

(aq)

+ CO

2 (g)

Etap 1

(r. redukcji) mangan(VII) w MnO41-



mangan(II) w Mn2+

(r. utlenienia) węgiel(III) w H2C2O4 (kwas szczawiowy)



węgiel(IV) w CO2

Etap 2 zapis reakcji połówkowych (r. redukcji) MnO41-→ Mn2+

(r. utlenienia) H2C2O4→ CO2

Uzgadnianie reakcji redoks

Etap 3 zbilansowanie pierwiastków z wyjątkiem H i O (r. redukcji) MnO41-→ Mn2+

(r. utlenienia) H2C2O4→ 2CO2

Etap 4 zbilansowanie atomów O, poprzez dopisanie H2O

(r. redukcji) MnO41-→ Mn2+ + 4 H2O

(r. utlenienia) H2C2O4→ 2 CO2

zbilansowanie atomów H, poprzez dopisanie H1+

(r. redukcji) MnO41-+ 8 H1+→ Mn2++ 4 H2O

(25)

Etap 5 zbilansowanie ładunku elektrycznego

(r. redukcji) MnO41-+ 8 H1++ 5 e-→ Mn2+ + 4 H2O

(r. utlenienia) H2C2O4→ 2 CO2+ 2 H1++ 2 e

-Etap 6 mnożenie równań reakcji połówkowych i dodawanie (r. redukcji) MnO41-+ 8 H1++ 5 e-→ Mn2+ + 4 H2O / 2

(r. utlenienia) H2C2O4→ 2 CO2+ 2 H1++ 2 e- / 5

2 MnO41-+ 5 H2C2O4+ 16 H1+→ 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2+ 10 H1+

Etap 7 upraszczanie

2 MnO41-+ 5 H2C2O4+ 6 H1+→ 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2

Etap 2 zapis reakcji połówkowych (r. redukcji) Cr2O72- → Cr3+ (r. utlenienia) I1- _{→ I} 20

Cr

₂

O

₇

2-

_{+ I}

1-

_{→ Cr}

3+

_{+ I}

2

Etap 1

(r. redukcji) chrom(VI) w Cr2O72-



chrom(III) w Cr3+

(r. utlenienia) jod(-I) w I1-



_{jod(0) w I} 2

(26)

Etapy 3 – 6 Cr2O72-→ 2Cr3+ 2I1-_{→ I} 2 Cr2O72-→ 2 Cr3++ 7H2O 2 I1-_{→ I} 2 Cr2O72-+ 14 H1+→ 2 Cr3+ + 7 H2O 2 I1-_{→ I} 2 Cr2O72-+ 14 H1++ 6 e-→ 2 Cr3+ + 7 H2O 2 I1-_{→ I} 2 + 2 e- / 3

Cr

₂

O

₇2-

_{+ 14 H}

1+

_{+ 6 I}

1-

_{→ 2 Cr}

3+

_{+ 3 I}

2

+ 7 H

2

O

jeśli reakcja przebiega w roztworze zasadowym, to jony H+ _{występujące}

w uzgodnionym równaniu możemy zbilansować jonami OH

-4 H1+ _{+ H}

2O + 2 CrO42-+ 3SO32-→ 2 Cr(OH)3+ 3 SO4

2-dodajemy 4 OH- _{do obu stron równania}

4 OH-_{+ 4 H}+ _{+ H}

2O + 2 CrO42-+ 3SO32-→ 2 Cr(OH)3+ 3 SO42-+ 4 OH -5 H2O + 2 CrO42-+ 3SO32-→ 2 Cr(OH)3+ 3 SO42-+ 4 OH

(27)

-H

₂

SO

₃

+ Cl

₂

→ H

₂

SO

₄

+ HCl

Etap 1

(r. utlenienia) siarka(IV) w H2SO3



siarka(VI) w H2SO4

(r. redukcji) chlor(0) w Cl2



chlor(-I) w Cl

-Etap 2 zapis reakcji połówkowych SO32-→ SO4

2-Cl2 → Cl

-Uzgadnianie reakcji redoks

Etap 3 zbilansowanie pierwiastków z wyjątkiem H i O SO32-→ SO4

2-Cl20→ 2 Cl

-Etap 4 zbilansowanie atomów O, poprzez dopisanie H2O

SO32-+ H2O → SO4

2-Cl20→ 2 Cl

-zbilansowanie atomów H, poprzez dopisanie H+

SO32-+ H2O → SO42-+ 2 H+

(28)

-Etap 5 zbilansowanie ładunku elektrycznego SO32-+ H2O

→

→ SO42-+ 2 H++ 2e

-Cl20 + 2e-→ 2 Cl

1-Etap 6 dodawanie równań reakcji połówkowych SO32-+ Cl20 + H2O + 2e-→ SO42-+ 2 H++ 2e-+ 2 Cl

1-Etap 7 upraszczanie