Reakcje redoks i elektrochemia

Reakcje redoks i elektrochemia

1. Stopień utlenienia

Stopień utlenienia — umowny ładunek atomu w związku, wyznaczany na podstawie elektroujemności.

Zasady wyznaczania:

• Pierwiastek w stanie wolnym: stopień utlenienia = 0 (np. Fe, O₂, H₂, S₈)
• Jon jednoatomowy: stopień = ładunek jonu (np. Na⁺ → +I, Cl⁻ → −I)
• Tlen: zwykle −II (wyjątek: nadtlenki −I, OF₂ → +II)
• Wodór: zwykle +I (wyjątek: wodorki metali −I, np. NaH)
• Fluor: zawsze −I
• Suma stopni utlenienia w cząsteczce obojętnej = 0
• Suma stopni utlenienia w jonie = ładunek jonu

Przykład: H₂SO₄
2·(+I) + x + 4·(−II) = 0 → x = +VI → siarka ma stopień utlenienia +VI

2. Utlenianie i redukcja

| Proces | Definicja | Zmiana | Agent |
|--------|-----------|--------|-------|
| Utlenianie | oddawanie elektronów | wzrost stopnia utlenienia | reduktor (sam się utlenia) |
| Redukcja | przyjmowanie elektronów | spadek stopnia utlenienia | utleniacz (sam się redukuje) |

Zapamiętaj: Utleniacz się Redukuje, Reduktor się Utlenia (UR-RU).

3. Bilansowanie równań redoks — metoda bilansu elektronowego

Etapy:

• Wyznacz stopnie utlenienia wszystkich atomów.
• Znajdź atomy, których stopień się zmienia.
• Napisz równania połówkowe (utleniania i redukcji).
• Wyrównaj liczbę elektronów oddanych i przyjętych.
• Zbilansuj resztę atomów.

Przykład: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

• Fe⁰ → Fe²⁺ (utlenienie, oddaje 2e⁻)
• Cu²⁺ → Cu⁰ (redukcja, przyjmuje 2e⁻)
• Elektrony się bilansują (2e⁻ = 2e⁻) → współczynnik 1:1

Wynik: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu ✓

Trudniejszy przykład:
KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

Mn⁷⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ (redukcja) × 2
2Cl⁻ → Cl₂⁰ + 2e⁻ (utlenianie) × 5

2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

4. Szereg aktywności metali (szereg elektrochemiczny)

Li > K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Ni > Sn > Pb > H₂ > Cu > Hg > Ag > Pt > Au

• Metale na lewo od H₂ wypierają wodór z kwasów.
• Metal bardziej aktywny wypiera mniej aktywny z roztworów jego soli.
• Im dalej na lewo, tym silniejszy reduktor.

5. Ogniwa galwaniczne

Ogniwo — urządzenie zamieniające energię chemiczną na elektryczną.

Ogniwo Daniella (Zn-Cu):

• Anoda (−): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (utlenianie)
• Katoda (+): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (redukcja)
• SEM (siła elektromotoryczna): E = E_katody − E_anody = +0,34 − (−0,76) = 1,10 V

Potencjał standardowy (E⁰): mierzony względem elektrody wodorowej (E⁰ = 0,00 V).

6. Elektroliza

Elektroliza — wymuszanie reakcji redoks prądem elektrycznym (odwrotność ogniwa).

Katoda (−): redukcja — wydzielają się metale lub H₂
Anoda (+): utlenianie — wydzielają się niemetale (Cl₂, O₂)

Elektroliza stopionego NaCl:

• Katoda: Na⁺ + e⁻ → Na
• Anoda: 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻

Elektroliza wodnego roztworu NaCl:

• Katoda: 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ (woda redukuje się łatwiej niż Na⁺)
• Anoda: 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻

Prawa Faradaya:
m = (M · I · t) / (n · F)

• m — masa wydzielonej substancji [g]
• M — masa molowa [g/mol]
• I — natężenie prądu [A]
• t — czas [s]
• n — liczba wymienianych elektronów
• F = 96 485 C/mol (stała Faradaya)

7. Najczęstsze błędy

• Mylenie anody z katodą (w ogniwie anoda jest ujemna, w elektrolizerze — dodatnia!).
• Zapominanie, że szlachetne metale (Cu, Ag, Au) nie reagują z HCl — potrzeba kwasu utleniającego.
• Niepoprawne bilansowanie równań redoks (niezbilansowane elektrony).