Wykład 3
część 1
Reakcje utleniania-redukcji
Wykład 3
część 1
Reakcje utleniania-redukcji
Reakcje utleniania redukcji
Utlenianie
– proces cząstkowy, podczas którego atomy, cząsteczki
lub jony oddają elektrony (dezelektronizacja, dezelektronacja);
Redukcja
– proces cząstkowy, podczas którego atomy, cząsteczki
lub jony pobierają elektrony (elektronizacja, elektronacja).
Obydwa procesy są ze sobą ściśle powiązane – utlenianiu
towarzyszy zawsze redukcja, a redukcji
– utlenianie.
Wymiana elektronów odbywa się pomiędzy substratami reakcji.
Procesy te nazwywamy procesami oksydo-redukcyjnymi
(procesy redoks).
Liczba elektronów oddawanych przez substraty (nazywane
reduktorami) jest równa liczbie elektronów przyjmowanych przez
substraty zwane utleniaczami.
Utleniacz
– akceptor elektronów (przyjmuje elektrony) – czyli sam
ulega redukcji (elektronacji).
Reduktor
– donor elektronów (oddaje elektrony) – czyli sam ulega
utlenianiu (dezelektronacji).
Stopień utlenienia
Podczas reakcji redoks
następuje zmiana stopnia utlenienia
pierwiastków wchodzących w skład reagujących substancji.
Podwyższenie stopnia utlenienia któregokolwiek pierwiastka powoduje
obniżenie stopnia utlenienia innego pierwiastka.
Stopień utlenienia – liczba elektronów, jaką przyjmuje lub oddaje
atom pierwiastka tworząc wiązanie o charakterze czysto jonowym z
atomami innych pierwiastków.
Wiązania pomiędzy atomami danych pierwiastków z atomami innych
pierwiastków nie zawsze są wiązaniami jonowymi, dlatego podczas
obliczania stopnia utlenienia pierwiastków, które nie tworzą ze sobą
wiązań jonowych, ale wiązania atomowe spolaryzowane,
przyjmuje się w uproszczeniu
, że wiązanie ma „charakter jonowy”.
Stopień utlenienia
Stopień utlenienia podaje się po nazwie lub symbolu pierwiastka
używając cyfry rzymskiej (jeżeli stopień utlenienia jest dodatni, nie
trzeba pisać znaku + przed cyfrą rzymską), jeżeli stopień utlenienia
jest mniejszy od 0, przed cyfrą rzymską piszemy znak minus
- .
W niektórych podręcznikach spotyka się zapis stopnia w postaci cyfr
arabskich oznaczając stopnie utlenienia > 0 znakiem + (plus)
a stopnie utlenienia < 0 znakiem
– (minus) napisanym przed cyfrą.
Stopień utlenienia podajemy pisząc go nad symbolem pierwiastką, lub
w jego prawym górnym indeksie.
Różnica w zapisie:
Ca
2+
(jon o ładunku +2, wartość ładunku jonu = stopniowi utlenienia)
Mn
VII
oznacza Mn
+7
nie istnieje kation Mn
7+
,
mangan
na +7 stopniu utlenienia występuje jako anion MnO
4
-
Reguły obliczania stopnia utlenienia pierwiastków
stopień utlenienia atomów wszystkich pierwiastków w stanie wolnym jest
równy zeru, niezależnie od tego czy występują w postaci atomów czy
tworzą cząsteczki wieloatomowe np.:
Na
0
, Cu
0
, Br
2
0
, O
2
0
, S
8
0
suma stopni utlenia atomów wszystkich pierwiastków wchodzących w skład
cząsteczki związku chemicznego jest równa zero , np.:
Na
+
Cl
-
(+1-1 =0)
K
2
S [ 2
x
(+1) + (-2) = 0
Stopień pierwiastka w jonie prostym odpowiada ładunkowi jonu
Na
+
(I lub +1)
S
2-
(-II lub -2)
suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład jonu jest
równa ładunkowi elektrycznemu tego jonu, np.:
SO
4
2-
[ +6 + 4
x
(-2) =-2]
PO
4
3-
[ +5 + 4
x
(-2) = -3]
fluor jako najbardziej elektroujemny pierwiastek we wszystkich
zwiazkach występuje na -1 (-I) stopniu utlenienia;
metale w związkach występują zawsze na dodatnich stopniach
utlenienia, przy czym Li, Na, K zawsze na +1 stopniu utlenienia,
Mg, Ca, Ba, Zn na +2 stopniu utlenienia, Al na +3 stopniu
utlenienia, niektóre metale (w różnych związkach) mogą
występować na więcej niż jednym stopniu utlenienia np. Cr (III) -
Cr
3+
,
Cr (VI)
– Cr
+6
;
wodór występuje na I (+1) stopniu utlenienia z wyjątkiem połączeń z
litowcami (Li, Na, K, Cs), berylowcami (Be, Mg, Ca, Ba, Sr) i glinem
(Al)
– czyli z wyjątkiem wodorków tych metali, w których występuje
na
–I (-1) stopniu utlenienia, np.:
KH, CaH
2
, LiAlH
4;
tlen w większości związków chemicznych występuje na -II (-2)
stopniu utlenienia , z wyjątkiem:
-
nadtlenków, w których występuje na – I (-1) np.:
H
2
O
2
, K
2
O
2
, BaO
2
- fluorku tlenu OF
2
, w którym występuje na II (+2) stopniu utlenienia
Przykłady obliczania stopnia utlenienia
KMnO
4
stopień utlenienia K = I (+1)
stopień utlenienia O = - II (-2)
stopień utlenienia Mn =
X
1+
X
+ 4
·
(-2) = 0
X
= -8 +1 = +7
Stopień utlenienia Mn
VII
lub Mn
+7
Na
2
Cr
2
O
7
stopień utlenienia Na = I (+1)
stopień utlenienia O = - II (-2)
stopień utlenienia Cr =
X
2
·
(+1) +
2X
+ 7
·
(-2) = 0
2X
= +12
X
= +6 stopień utlenienia Cr =VI (+6)
NO
3
-
stopień
utlenienia azotu =
X
X
+ 3
·
(-2) = -1
X
= -1 + 6 = 5
stopień utlenienia azotu V (+5)
CH
2
O
stopień utlenienia węgla =
X
X
+ 2
·
1 + (-2) = 0
X
+ 2 - 2 = 0
X
= 0
Utleniacze
Utleniacze = atomy, cząsteczki lub jony zdolne do przyjmowania
elektronów od innych atomów, cząsteczek lub jonów.
Utleniacze przyjmując elektrony same się redukują.
Do najczęściej stosowanych utleniaczy należą:
fluorowce (F
2
, Cl
2
, Br
2
, I
2
);
chlorany (VII) np. KClO
4
, chlorany (V) np. KClO
3
,
chlorany (III) np. KClO
2
, chlorany (I) np. KClO;
tlen O
2 ,
, ozon O
3
, nadtlenek wodoru H
2
O
2
, nadtlenki metali: Na
2
O
2
;
związki chromu na VI (+6) stopniu utlenienia np.. CrO
3
, K
2
Cr
2
O
7
,
K
2
CrO
4
;
związki manganu na VI (+6) i VII (+7) stopniu utlenienia, np.:MnO
3
,
Mn
2
O
7
, K
2
MnO
4
, KMnO
4
;
kwas azotowy HNO
3
(V) i jego sole;
związki chemiczne, w których pierwiastki znajdują się na wyższym z
możliwych stopni utlenienia np.: Sn
+4
Cl
4
, Fe
+3
Cl
3
;
łatwo redukujące się tlenki, np.: CuO, Ag
2
O, MnO
2
, PbO
2
.
Reduktory
Reduktory = atomy, cząsteczki lub jony zdolne do oddawania
elektronów innym atomom, cząsteczkom lub jonom. Reduktory
oddając elektrony same się utleniają.
Do najczęściej stosowanych reduktorów należą:
węgiel i tlenek węgla (II) CO;
wodór H
2
;
metale znajdujące się w szeregu napięciowym przed wodorem (np.
cynk, magnez, żelazo, wapń, sód)
związki chemiczne, w których pewne pierwiastki znajdują się na
niższym z możliwych stopni utlenienia: Sn
2+
Cl
2
, Fe
2+
Cl
2
,
, H
2
S
+4
O
3
,
H
2
S
-2
, S
+4
O
2
aldehydy
Dobieranie współczynników stechiometrycznych w reakcjach redoks.
Pisząc równania utleniania-redukcji bilansujemy:
liczbę elektronów oddawanych i przyjmowanych przez utleniacz
i reduktor (reakcje połówkowe)
przeprowadzić bilans materiałowy: istotne jest tzw. „środowisko
reakcji”
Metody stosowane przy bilansowaniu stron równania stosuje się:
metodę „uwzględnienia atomowych zmian stopni utlenienia”
najczęściej stosowana przy wyłącznie cząsteczkowym zapisie
reakcji redox.
metodę „bilansu materiałowo-ładunkowego” – szczególnie zalecana
do bilansowania reakcji w postaci jonowej, lub reakcji, w których
trudno w prosty sposób ustalić stopień utlenienia atomów w
cząsteczkach lub jonach, np.: FeAsS, SCN
-
.
Można również stosować obie metody łącznie.
Metoda uwzględniania atomowych zmian stopni utlenienia
Przykład:
KNO
2
+ KMnO
4
+ H
2
SO
4
→ KNO
3
+ MnSO
4
+ K
2
SO
4
+ H
2
O
1.Określ stopnie utlenienia poszczególnych pierwiastków i ustal, które
zmieniły stopień utlenienia – określ utleniacze i reduktory
(uwaga:
może być więcej niż jeden utleniacz i/lub więcej niż jeden
reduktor;
ten sam pierwiastek może równocześnie pełnić rolę utleniacza
i reduktora
– reakcje dysproporcjonowania)
K
I
N
III
O
2
-II
+ K
I
Mn
VII
O
4
-II
+ H
2
I
S
VI
O
4
-II
→
K
I
N
V
O
3
-II
+ Mn
II
S
VI
O
4
-II
+ K
2
I
S
VI
O
4
-II
+ H
2
I
O
-II
K
I
N
III
O
2
-II
+ K
I
Mn
VII
O
4
-II
+ H
2
I
S
VI
O
4
-II
→
K
I
N
V
O
3
-II
+
Mn
II
S
VI
O
4
-II
+ K
2
I
S
VI
O
4
-II
+ H
2
I
O
-II
N
III
–
2e →
N
V
reakcja połówkowa utleniania
reduktor
Mn
VII
+
5e →
Mn
II
reakcja połówkowa redukcji
utleniacz
Liczba elektronów pobranych przez utleniacz = liczbie elektronów
oddanych przez reduktor
N
III
–
2e →
N
V
reakcja połówkowa utleniania x 5
5N
III
–
10e
→ 5
N
V
reakcja połówkowa utleniania
Mn
VII
+
5e →
Mn
II
reakcja połówkowa redukcji x 2
2Mn
VII
+
10e
→ 2
Mn
II
reakcja połówkowa redukcji
Po dodaniu równań połówkowych stronami otrzymujemy:
5N
III
–
10e +
2Mn
VII
+ 10e
→ 5
N
V
+ 2
Mn
II
Wprowadzamy współczynniki do reakcji cząsteczkowej, opuszczając
stopnie utlenienia
5KNO
2
+ 2KMnO
4
+ H
2
SO
4
→ 5 KNO
3
+ 2MnSO
4
+ K
2
SO
4
+ H
2
O
Dobieramy współczynniki stechiometryczne dla pozostałych
reagentów, tych w których pierwiastki nie zmieniały stopni utlenienia
Bilans atomów
K
5
K
NO
2
+
2K
MnO
4
+ H
2
SO
4
→ 5
K
NO
3
+ 2MnSO
4
+
K
2
SO
4
+ H
2
O
Bilans atomów siarki
P = 3 L = 1
x 3
5KNO
2
+ 2KMnO
4
+
3
H
2
S
O
4
→ 5 KNO
3
+
2
Mn
S
O
4
+ K
2
S
O
4
+ H
2
O
Bilans atomów H:
5KNO
2
+ 2KMnO
4
+
3H
2
S
O
4
→ 5 KNO
3
+
2
Mn
S
O
4
+
K
2
S
O
4
+
?H
2
O
L= 6 P = liczba H
2
O ? =x =3
5KNO
2
+
2K
MnO
4
+
3H
2
S
O
4
→ 5 KNO
3
+
2
Mn
S
O
4
+
K
2
S
O
4
+
3
H
2
O
Bilans atomów O:
5
KN
O
2
+
2
K
Mn
O
4
+
3
H
2
S
O
4
→
5
KN
O
3
+
2
Mn
S
O
4
+
K
2
S
O
4
+
3
H
2
O
L= 10 + 8 + 12 =30
P = 15 + 8 + 4 + 3 =30
Wszystkie pierwiastki po obu stronach równania zostały zbilansowane.
Spełnione zostało prawo zachowania masy. (L=P, lub L→ P)
Jeżeli reakcja przebiega w roztworze wodnym, to po uwzględnieniu
procesów dysocjacji zapisujemy substraty i produkty w postaci
jonowej:
K
+
+ NO
2
-
+ K
+
+MnO
4
-
+ 2H
+
+SO
4
2-
→
K
+
+ NO
3
-
+ Mn
2+
+ SO
4
2-
+ 2K
+
+
SO
4
2-
+ H
2
O
Wykreślamy po obu stronach równania jony,
których stopnie
utlenienia nie uległy zmianie
(równanie jonowe skrócone –
dotyczące pierwiastków i jonów, które zmieniły stopień utlenienia)
K
+
+ NO
2
-
+ K
+
+MnO
4
-
+ 2H
+
+SO
4
2-
→
K
+
+ NO
3
-
+ Mn
2+
+ SO
4
2-
+ 2K
+
+
SO
4
2-
+ H
2
O
Przepisujemy równanie jonowe skrócone pomijając na razie
współczynniki, jeżeli reakcja przebiegała w środowisku kwaśnym
lub zasadowym uwzględniamy środowisko zaznaczając
odpowiednio (H
+
dla środowiska kwaśnego, OH
-
dla zasadowego)
:
H
+
+ NO
2
-
+ MnO
4
-
→
NO
3
-
+ Mn
2+
+
H
2
O
Następnie podobnie jak poprzednio, określamy stopnie utlenienia
pierwiastków w poszczególnych jonach:
(H
I
)
+
+ (N
III
O
-II
2
)
-
+ (Mn
VII
O
-II
4
)
-
+
→
(H
I
)
+
+ (N
V
O
-II
2
)
-
+ (Mn
II
)
2+
+
(H
I
2
O
–II
)
0
Zwracam uwagę, że stopnie utlenienia niektórych starszych
podręcznikach zapisywane są liczbami arabskimi poprzedzonymi
odpowiednio znakiem + lub -.
Zapis poprzedniego równania wyglądałby następujaco:
(K
+1
)
+
+ (N
+3
O
2-
2
)
-
+ (Mn
+7
O
–2
4
)
-
+
→
(K
+1
)
+
+ (N
+5
O
–2
2
)
-
+ (Mn
+2
)
2+
+
(H
+
2
O
–2
)
0
Ustalamy bilans elektronów w reakcji utleniania i redukcji:
N
III
–
2e →
N
V
reakcja połówkowa utleniania x 5
reduktor
Mn
VII
+
5e →
Mn
II
reakcja połówkowa redukcji x 2
utleniacz
5N
III
–
10e
→ 5
N
V
reakcja połówkowa utleniania
2Mn
VII
+ 10e
→ 2
Mn
II
reakcja połówkowa redukcji
Po dodaniu równań stronami otrzymamy:
5N
III
–
10e +
2Mn
VII
+ 10e
→ 5
N
V
+ 2
Mn
II
Zapisujemy równanie jonowe uwzględniając współczynniki z równań
połówkowych:
H
+
+
5
NO
2
-
+
2
MnO
4
-
→
5
NO
3
-
+
2
Mn
2+
+
H
2
O
Możemy teraz zbilansować pozostałe pierwiastki występujące w
równaniu jonowym, czyli tlen i wodór:
Bilans O:
L = 5
x
2
+
2
x
4 =
18
P =
5
x
3 +
x
x
1 =
18
x = 3
H
+
+
5
NO
2
-
+
2
MnO
4
-
→
5
NO
3
-
+
2
Mn
2+
+
3
H
2
O
Bilans H
P = 3
x
2
=
6
L = 1
x
y
= 6
y
= 6
Równanie jonowe przybiera postać:
6
H
+
+
5
NO
2
-
+
2
MnO
4
-
→
5
NO
3
-
+
2
Mn
2+
+
3
H
2
O
Sprawdzamy jeszcze bilans ładunków w równaniu jonowym:
P = 5
x
(-1) + 2
x
(+2) = -1
L = 6
x
(+1) + 5
x
(-1) + 2
x
(-1) = -1
Można pominąć etap bilansowania tlenu i wodoru w równaniu
jonowym i od razu przystąpić do bilansowania ładunków po obu
stronach równania jonowego.
Zbilansowanie ładunków pozwoli na równoczesne zbilansowanie stron
równania jonowego.
H
+
+
5
NO
2
-
+
2
MnO
4
-
→
5
NO
3
-
+
2
Mn
2+
+
H
2
O
P = 5
x
(-1)
+
2
x
(+2)
=
-1
L = 5
x
(-1)
+
2
x
(-1) +
X
x
(+1) = -1
X
= 6 liczba kationów H
+
musi wynosić 6, aby ładunki po obu stronach
równania były jednakowe, równanie jonowe przybiera postać
:
6
H
+
+
5
NO
2
-
+
2
MnO
4
-
→
5
NO
3
-
+
2
Mn
2+
+
?
H
2
O czyli
? = 3
Zatem prawidło zapis równania jonowego jest taki sam jak poprzednio:
6
H
+
+
5
NO
2
-
+
2
MnO
4
-
→
5
NO
3
-
+
2
Mn
2+
+
3
H
2
O
Określanie środowiska przebiegu reakcji redoks
Zdolności utleniające zastosowanego utleniacza zależą od
warunków prowadzenia reakcji.
Przykładem wpływu warunków reakcji (a więc odczynu
środowiska) na właściwości utleniające KMnO
4
są następujące
reakcje:
Roztwór KMnO
4
+ H
2
SO
4
Dodajemy
roztwór
Na
2
SO
3
Nastąpiło
odbarwienie
roztworu
a)
Reakcja w środowisku kwaśnym
b) Reakcja w środowisku obojętnym
Roztwór
KMnO
4
+ H
2
O
Dodajemy
roztwór
Na
2
SO
3
Wytrącił się
brunatny osad
c) Reakcja w środowisku zasadowym
Roztwór
KMnO
4
+
roztwór KOH
Dodajemy
roztwór
Na
2
SO
3
Roztwór zmienił
zabarwienie
na zielone
Reakcja w środowisku kwaśnym (a)
KMnO
4
+ H
2
SO
4
+ Na
2
SO
3
→ MnSO
4
+ Na
2
SO
4
+ H
2
O + …..
różowy
bezbarwny
Zapiszmy równanie w postaci jonowej:
MnO
4
-
+
H
+
+
SO
3
2-
→ Mn
2+
+ SO
4
2-
+ H
2
O
Mn
VII
+
5e
→ Mn
II
(redukcja)
UTLENIACZ
S
IV
–
2e
→ S
VI
(utlenianie) REDUKTOR
Mn
VII
+
5e
→ Mn
II x
2
S
IV
–
2e
→ S
VI x
5
2 Mn
VII
+
10e
→
2 Mn
II
5 S
IV
–
10e
→ 5 S
VI
Wstawiamy współczynniki z równań połówkowych do równania
jonowego:
2 MnO
4
-
+
H
+
+ 5
SO
3
2-
→ 2 Mn
2+
+ 5 SO
4
2-
+ H
2
O
Bilansujemy ładunki po obu stronach równania jonowego:
P= 2
X
(+2) + 5
X
(-2) = -6
L = 2
X
(-1) + 5
X
(-2) +
x
X
(+1) = -6
x = 6
Wstawiamy współczynnik przed liczbą kationów H
+
do równania
jonowego i określamy liczbę cząsteczek wody.
2 MnO
4
-
+ 6
H
+
+ 5
SO
3
2-
→ 2 Mn
2+
+ 5 SO
4
2-
+ H
2
O
2 MnO
4
-
+ 6
H
+
+ 5
SO
3
2-
→ 2 Mn
2+
+ 5 SO
4
2-
+ 3 H
2
O
Teraz możemy przenieść współczynniki do równania cząsteczkowego
2 MnO
4
-
+ 6
H
+
+ 5
SO
3
2-
→ 2 Mn
2+
+ 5 SO
4
2-
+ 3 H
2
O
2KMnO
4
+ 3H
2
SO
4
+ 5Na
2
SO
3
→ 2MnSO
4
+ 5Na
2
SO
4
+ 3H
2
O + ….
2K
MnO
4
+
3
H
2
SO
4
+ 5Na
2
SO
3
→
2
Mn
SO
4
+ 5Na
2
SO
4
+ 3H
2
O +….
2K
MnO
4
+
3
H
2
SO
4
+ 5Na
2
SO
3
→
2
Mn
SO
4
+ 5Na
2
SO
4
+ 3H
2
O +
K
2
SO
4
utleniacz
reduktor
Dopisanie do równania cząsteczkowego
K
2
SO
4
wynikało z
konieczności zbilansowania jonów K
+
oraz anionów SO
4
2-
po
obu stronach równania cząsteczkowego. Pierwiastki obecne w
tych jonach nie zmieniały stopnia, dlatego nie uwzględniano ich
w bilansie równania jonowego , jednak muszą być one
uzwględnione w bilansie równania cząsteczkowego, aby
zgadzały się strony tak podanego równania.
Reakcja w środowisku obojętnym (b)
KMnO
4
+ H
2
O + Na
2
SO
3
→
MnO
2
↓
+ Na
2
SO
4
+ KOH
różowy
brunatny
Zapis jonowy reakcji:
MnO
4
-
+
H
2
O
+
SO
3
2-
→
MnO
2
↓
+ SO
4
2-
+ OH
-
Mn
VII
+
3e
→
Mn
IV
(redukcja)
UTLENIACZ
S
IV
–
2e → S
VI
(utlenianie) REDUKTOR
Mn
VII
+
3e →
Mn
IV
x
2
S
IV
–
2e → S
VI
x
3
2 Mn
VII
+
6e
→
2
Mn
IV
3 S
IV
–
6e → 3 S
VI
Wstawiamy współczynniki z równań połówkowych do równania
jonowego:
2 MnO
4
-
+
H
2
O
+ 3
SO
3
2-
→
2
MnO
2
0
↓
+ 3 SO
4
2-
+ ? OH
-
? = x
Bilansujemy ładunki w równaniu jonowym:
L = 2
X
(-1) + 3
X
(-2) = -8
P = 3
X
(-2) +
x
X
(-1) = -8
x = 2
Teraz uzupełniamy równanie jonowe:
2 MnO
4
-
+
H
2
O
+ 3
SO
3
2-
→
2
MnO
2
0
↓
+ 3 SO
4
2-
+ 2 OH
-
a teraz możemy przenieść współczynniki do równania
cząsteczkowego:
2 MnO
4
-
+
H
2
O
+ 3
SO
3
2-
→
2
MnO
2
0
↓
+ 3 SO
4
2-
+ 2 OH
-
2KMnO
4
+ H
2
O + 3Na
2
SO
3
→
2
MnO
2
↓
+ 3Na
2
SO
4
+ 2KOH
utleniacz
reduktor
Reakcja w środowisku zasadowym (c)
KMnO
4
+ KOH + Na
2
SO
3
→
K
2
MnO
4
+ Na
2
SO
4
+ H
2
O
różowy
zielony
Zapiszmy równanie w postaci jonowej
MnO
4
-
+
OH
-
+
SO
3
2-
→
MnO
4
2-
+ SO
4
2-
+ H
2
O
Mn
VII
+ e
→
Mn
VI
(redukcja)
UTLENIACZ
S
IV
–
2e → S
VI
(utlenianie) REDUKTOR
Mn
VII
+ e
→
Mn
VI
x
2
S
IV
–
2e → S
VI
2Mn
VII
+ 2e
→
2
Mn
VI
S
IV
–
2e → S
VI
Wstawiamy współczynniki z równań połówkowych do równania
jonowego:
2MnO
4
-
+ ? OH
-
+ SO
3
2-
→
2MnO
4
2-
+ SO
4
2-
+ H
2
O
? =
x
Bilansujemy ładunki w równaniu jonowym:
P = 2
X
(-2) + 1
X
(-2)
= -6
L = 2
X
(-1) + 1
X
(-2) +
x
X
(-1) = -6
x = 2
2MnO
4
-
+
2
OH
-
+ SO
3
2-
→
2MnO
4
2-
+ SO
4
2-
+ H
2
O
utleniacz
reduktor
Teraz możemy przenieść współczynniki do równania
cząsteczkowego:
2MnO
4
-
+
2
OH
-
+ SO
3
2-
→
2MnO
4
2-
+ SO
4
2-
+ H
2
O
2KMnO
4
+
2
KOH + Na
2
SO
3
→
2 K
2
MnO
4
+ Na
2
SO
4
+ H
2
O
Określanie środowiska przebiegu reakcji redoks
Dobrać współczynniki i środowisko reakcji:
Fe
2+
+ NO
3
-
+ ……
→
Fe
3+
+ NO +……
Fe
2+
+ N
v
O
3
-
+ ……
→
Fe
3+
+ N
II
O +……
Fe
2+
- e
→
Fe
3+
utlenianie (
reduktor
)
x 3
N
v
+ 3e
→
N
II
redukcja (
utleniacz
)
3Fe
2+
+
NO
3
-
+ ……
→
3Fe
3+
+ NO
0
+……
Bilansowanie ładunków w równaniu jonowym:
P = 3
x
(+3) + 0 = +9
L = 3
x
(+2) + 1
x
(-1) + = +5
Do +9 brakuje +4.
Nośnikiem ładunków dodatnich są kationy H
+
,
zatem reakcja przebiega w środowisku kwaśnym.
Wprowadzamy 4
H
+
do równania jonowego.
Uwaga:
nośnikiem ładunków ujemnych są aniony OH
-
, w takim
przypadku jeżeli istnieje konieczność uzupełnienia lewej strony
równania ładunkami ujemnymi reakcja przebiega w środowisku
zasadowym.
3Fe
2+
+ NO
3
-
+
4H
+
→
3Fe
3+
+ NO
0
+……
Ładunki w równaniu jonowym są zbilansowane.
Teraz należy zbilansować wszystkie pierwiastki w tym równaniu:
3Fe
2+
+ NO
3
-
+
4H
+
→
3Fe
3+
+ NO
0
+…
Bilans tlenu : O
L= 3 O
P = 1 O, czyli brakuje 2 O, tlen możemy dodać jedynie w postaci
cząsteczek wody H
2
O
0
, tak aby nie zmienić wartości ładunku po
prawej stronie, ponad to musimy „zagospodarować” 4H
+
,
co daje
2H
2
O
3Fe
2+
+ NO
3
-
+
4H
+
→
3Fe
3+
+ NO
0
↑ +
2 H
2
O
Możemy dla powyższego równania jonowego zaproponować równanie
cząsteczkowe.
Kwasem stosowanym w reakcjach redoks
jest przeważnie
kwas siarkowy (VI) H
2
SO
4
(ponieważ nie ulega utlenianiu (jak np. kwas solny HCl) ani redukcji
(jak np. kwas azotowy (V) HNO
3
)
Równanie reakcji – zapis cząsteczkowy (reakcja „obrączkowa”)
FeSO
4
+
NaNO
3
+ 2H
2
SO
4
→
Fe
2
(SO
4
)
3
+
NO↑ + Na
2
SO
4
+2 H
2
O
reduktor
utleniacz
Zgodnie z równaniem jonowym:
3Fe
2+
+ NO
3
-
+
4H
+
→ 3Fe
3+
+ NO
0
↑ + 2H
2
O
0
Skoro w równaniu cząsteczkowym po prawej stronie mamy wzór
Fe
2
(SO
4
)
3
soli siarczanu (VI) żelaza(III),
zatem równanie jonowe należy pomnożycić stronami
x
2
6Fe
2+
+ 2NO
3
-
+
8H
+
→ 6Fe
3+
+ 2NO
0
↑ + 4H
2
O
0
6FeSO
4
+ 2NaNO
3
+ 4H
2
SO
4
→ 3Fe
2
(SO
4
)
3
+ 2NO↑ + Na
2
SO
4
+ 4H
2
O
Sprawdzamy bilans pierwiastków, które nie zmieniły stopnia utlenienia
i pojawiły się w równaniu cząsteczkowym:
6
Fe
S
O
4
+
2Na
NO
3
+
4
H
2
S
O
4
→
3
Fe
2
(
S
O
4
)
3
+ 2NO↑ +
Na
2
S
O
4
+ 4H
2
O
S
L=10
P = 10
Na
L = 2
P = 2
O
L =24 +6+16 = 46
P = 36 + 2+ 4 + 4 = 46
Reakcje dysproporcjonowania (dysmutacji)
Reakcje dysproporcjonowania są procesami, w których część atomów
danego pierwiastka ulega utlenianiu, a część ulega redukcji.
W ten sposób ten sam pierwiastek jest równocześnie utleniaczem
i reduktorem.
Przykład 1:
NO
2
+ H
2
O → HNO
3
+ HNO
2
N
IV
O
2
+ H
2
O → HN
V
O
3
+ HN
III
O
2
Reakcje połówkowe:
N
IV
-
e → N
V
utlenianie (
reduktor
)
N
IV
+e → N
III
redukcja (
utleniacz
)
Po dodaniu stronami równań połówkowych otrzymamy:
N
IV
- e +
N
IV
+ e → N
V
+ N
III
2 N
IV
→ N
V
+ N
III
Wprowadzamy współczynniki z równania połówkowego do równania
cząsteczkowego
2 N
IV
→ N
V
+ N
III
2NO
2
+ H
2
O → HNO
3
+ HNO
2
Sprawdzamy bilans atomów tlenu:
L= 5 P = 5
Przykład 2:
IO
4
-
+ I
-
+…… → I
2
+ ……
I
VII
O
4
-
+ I
-
+…… → I
2
0
+ ……
I
VII
+ 7e → I
0
redukcja (utleniacz)
I
-
-
e → I
0
utlenianie (reduktor)
x 7
7
I
-
-
7
e →
7
I
0
Po dodaniu stronami i uwzględnieniu, że jod występuje w postaci
cząsteczek dwuatomowych:
I
VII
+
7I
-
→ 4 I
2
Wprowadzamy współczynniki z równań połówkowych do równania
jonowego:
I
VII
+
7I
-
→ 4 I
2
IO
4
-
+ 7 I
-
+…… → 4 I
2
+ ……
Teraz należy dokonać bilansu ładunków i ustalić środowisko reakcji:
L = (-1) + 7
x
(-1) = - 8
P = O
Należy dodać do lewej strony 8H
+,
a po prawej stronie w celu
Zbilansowania wodoru i tlenu 4H
2
O
IO
4
-
+ 7 I
-
+ 8 H
+
→ 4 I
2
+ 4 H
2
O
Związki, które mogą być utleniaczami lub reduktorami
Niektóre związki, w zależności od warunków reakcji mogą zachowywać
się jak utleniacze lub jak reduktory.
Przykładem takiego związku jest nadtlenek wodoru H
2
O
2
,
jest to równocześnie związek, w którym tlen występuje na nietypowym,
bo (-I) lub (-1) stopniu utlenienia.
Nadtlenek wodoru jako utleniacz:
H
2
O
2
+ I
-
+ …… → I
2
+ H
2
O
0
(H
2
O
2
-I
)
0
+ I
- (-I)
+ …… → I
2
0
+ (H
2
O
–II
)
0
Reakcje połówkowe
O
2
-I
+ 2e → 2O
-II
redukcja (
utleniacz
)
2I
-
-
2e → I
2
0
wynika z równania
(I
-
-
e → I
0
)
dla zbilansowania e
i utlenianie (
reduktor
)
uwzględnienia się, że I
2
-
to
tworzy cząsteczki
dwuatomowe)
Dodajemy równania połówkowe stronami:
O
2
-I
+ 2e +
2I
-
-
2e → 2O
-II
+ I
2
Wprowadzamy współczynniki do równania jonowego:
H
2
O
2
+ 2I
-
+ …… → I
2
+ 2H
2
O
Bilansujemy ładunki:
L = 2
x
(-1) = -2
P = 0
Do lewej strony równania należy dodać dwa ładunki dodatnie, czyli
2H
+
H
2
O
2
+ 2I
-
+
2H
+
→ I
2
+ 2H
2
O
utleniacz reduktor
Powoduje to równocześnie uzgodnienie stron równania.
Możemy napisać również równanie cząsteczkowe dla tej reakcji:
H
2
O
2
+ 2KI
+
H
2
SO
4
→ I
2
+ 2H
2
O + K
2
SO
4
Nadtlenek wodoru jako reduktor
MnO
4
-
+ H
2
O
2
+……..→ Mn
2+
+ H
2
O + O
2
Wiadomo, że jeżeli następuje redukcja manganu z +VII stopnia
utlenienia do +II stopnia utlenienia (jon Mn
2+
), to reakcja musi
przebiegać w środowisku kwaśnym. Możemy zatem od razu dopisać
kationy
H
+
po lewej stronie równania
MnO
4
-
+ H
2
O
2
+
H
+
→ Mn
2+
+ H
2
O + O
2
(Mn
VII
O
4
-II
)
-
+ (H
2
O
2
-I
)
0
+
H
+
→ (Mn
II
)
2+
+ (H
2
O
-II
)
0
+ O
2
0
Równania połówkowe:
Mn
VII
+ 5e → Mn
2+
redukcja (
utleniacz
)
x 2
O
2
-I
-
2e → O
2
0
utlenianie (
reduktor
)
x 5
2Mn
VII
+ 10e → 2Mn
2+
redukcja (
utleniacz
)
x 2
5O
2
-I
-
10e → 5O
2
0
2Mn
VII
+ 10e +
5O
2
-I
-
10e → 2Mn
2+
+ 5O
2
0
2Mn
VII
+
5O
2
-I
→ 2Mn
2+
+ 5O
2
0
Wstawiamy współczynniki
do równania jonowego:
2MnO
4
-
+ 5H
2
O
2
+
H
+
→ 2Mn
2+
+ H
2
O + 5O
2
Bilansujemy ładunki, podczas bilansowania nie uwzględniamy kationów
H
+
ponieważ ich liczba wynikać będzie z bilansu pozostałych
ładunków:
L = 2
x
(-1) = -2
P = 2
x
(+2) = +4
Aby z (-
2) otrzymać (+4) należy dodać
6
H
+
2MnO
4
-
+ 5H
2
O
2
+
6H
+
→ 2Mn
2+
+ H
2
O + 5O
2
2MnO
4
-
+ 5H
2
O
2
+
6H
+
→ 2Mn
2+
+ H
2
O + 5O
2
Bilans tlenu:
L = 8 + 10 =18
P = 10 +x = 18 x = 8
x = 8 tlen może się znaleźć tylko w cząsteczkach H
2
O
2MnO
4
-
+ 5H
2
O
2
+
6H
+
→ 2Mn
2+
+ 8H
2
O + 5O
2
Bilans H:
L = 10 + 6 = 16
P = 16