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:
Ca2+ (jon o ładunku +2, wartość ładunku jonu = stopniowi utlenienia)
MnVII oznacza Mn+7 nie istnieje kation Mn 7+ ,
mangan na +7 stopniu utlenienia występuje jako anion MnO4 -
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.:
Na0, Cu0, Br20 , O20 , S80
�� suma stopni utlenia atomów wszystkich pierwiastków wchodzących w skład
cząsteczki związku chemicznego jest równa zero , np.:
Na+ Cl- (+1-1 =0)
K2S [ 2 x (+1) + (-2) = 0
�� Stopień pierwiastka w jonie prostym odpowiada ładunkowi jonu
Na+ (I lub +1)
S2- (-II lub -2)
�� suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład jonu jest
równa ładunkowi elektrycznemu tego jonu, np.:
SO42- [ +6 + 4 x (-2) =-2]
PO43- [ +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) -
Cr3+, 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, CaH2, LiAlH4;
��tlen w większości związków chemicznych występuje na -II (-2)
stopniu utlenienia , z wyjątkiem:
q� - nadtlenków, w których występuje na  I (-1) np.:
H2O2, K2O2, BaO2
q� - fluorku tlenu OF2, w którym występuje na II (+2) stopniu utlenienia
Przykłady obliczania stopnia utlenienia
KMnO4
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 MnVII lub Mn+7
Na2Cr2O7
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)
NO3-
stopień utlenienia azotu = X
X + 3 �(-2) = -1
X = -1 + 6 = 5
stopień utlenienia azotu V (+5)
CH2O
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 (F2, Cl2, Br2, I2);
��chlorany (VII) np. KClO4, chlorany (V) np. KClO3,
chlorany (III) np. KClO2, chlorany (I) np. KClO;
��tlen O2 ,, ozon O3, nadtlenek wodoru H2O2, nadtlenki metali: Na2O2;
��związki chromu na VI (+6) stopniu utlenienia np.. CrO3, K2Cr2O7,
K2CrO4;
��związki manganu na VI (+6) i VII (+7) stopniu utlenienia, np.:MnO3,
Mn2O7, K2MnO4, KMnO4;
��kwas azotowy HNO3 (V) i jego sole;
��związki chemiczne, w których pierwiastki znajdują się na wyższym z
możliwych stopni utlenienia np.: Sn+4Cl4, Fe+3Cl3;
��łatwo redukujące się tlenki, np.: CuO, Ag2O, MnO2, PbO2.
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 H2;
��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: Sn2+ Cl2, Fe2+ Cl2 ,, H2S+4O3,
H2S-2 , S+4O2
��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:
KNO2 + KMnO4 + H2SO4 KNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
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)
KI NIIIO2 -II + KI MnVII O4 -II + H2I SVI O4 -II
KI NV O3 -II + MnII SVIO4-II + K2I SVI O4 -II + H2I O -II
KI NIIIO2 -II + KI MnVII O4 -II + H2I SVI O4 -II
KI NVO3 -II + MnII SVIO4-II + K2I SVI O4 -II + H2I O -II
NIII  2e NV reakcja połówkowa utleniania
reduktor
MnVII + 5e MnII reakcja połówkowa redukcji
utleniacz
Liczba elektronów pobranych przez utleniacz = liczbie elektronów
oddanych przez reduktor
NIII  2e NV reakcja połówkowa utleniania x 5
5NIII  10e 5 NV reakcja połówkowa utleniania
MnVII + 5e MnII reakcja połówkowa redukcji x 2
2MnVII + 10e 2MnII reakcja połówkowa redukcji
Po dodaniu równań połówkowych stronami otrzymujemy:
5NIII  10e + 2MnVII + 10e 5 NV + 2MnII
Wprowadzamy współczynniki do reakcji cząsteczkowej, opuszczając
stopnie utlenienia
5KNO2 + 2KMnO4 + H2SO4 5 KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + H2O
Dobieramy współczynniki stechiometryczne dla pozostałych
reagentów, tych w których pierwiastki nie zmieniały stopni utlenienia
Bilans atomów K
5KNO2 + 2KMnO4 + H2SO4 5 KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + H2O
Bilans atomów siarki
P = 3 L = 1 x 3
5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 5 KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + H2O
Bilans atomów H:
5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 5 KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 +
?H2O
L= 6 P = liczba H2O ? =x =3
5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 5 KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
Bilans atomów O:
5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 5 KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
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+ + NO2- + K+ +MnO4- + 2H+ +SO42-
K+ + NO3- + Mn2+ + SO42- + 2K + + SO42- + H2O
Wykreślamy po obu stronach równania jony, których stopnie
utlenienia nie uległy zmianie (równanie jonowe skrócone 
dotyczące pierwiastków i jonów, które zmieniły stopień utlenienia)
K + + NO2- + K+ +MnO4- + 2H+ +SO42-
K+ + NO3- + Mn2+ + SO42- + 2K + + SO42- + H2O
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+ + NO2- + MnO4- NO3- + Mn2+ + H2O
Następnie podobnie jak poprzednio, określamy stopnie utlenienia
pierwiastków w poszczególnych jonach:
(H I )+ + (N III O -II 2)- + (MnVII O -II 4)- +
(H I)+ + (N V O -II 2 )- + (Mn II)2+ + (H I 2O  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 22)- + (Mn +2)2+ + (H+2O 2 )0
Ustalamy bilans elektronów w reakcji utleniania i redukcji:
NIII  2e NV reakcja połówkowa utleniania x 5
reduktor
MnVII + 5e MnII reakcja połówkowa redukcji x 2
utleniacz
5NIII  10e 5 NV reakcja połówkowa utleniania
2MnVII + 10e 2MnII reakcja połówkowa redukcji
Po dodaniu równań stronami otrzymamy:
5NIII  10e + 2MnVII + 10e 5 NV + 2MnII
Zapisujemy równanie jonowe uwzględniając współczynniki z równań
połówkowych:
H+ + 5NO2- + 2MnO4- 5NO3- + 2Mn2+ + H2O
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+ + 5NO2- + 2MnO4- 5NO3- + 2Mn2+ + 3H2O
Bilans H
P = 3 x 2 = 6
L = 1 x y = 6 y = 6
Równanie jonowe przybiera postać:
6H+ + 5NO2- + 2MnO4- 5NO3- + 2Mn2+ + 3H2O
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+ + 5NO2- + 2MnO4- 5NO3- + 2Mn2+ + H2O
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:
6H+ + 5NO2- + 2MnO4- 5NO3- + 2Mn2+ + ? H2O czyli ? = 3
Zatem prawidło zapis równania jonowego jest taki sam jak poprzednio:
6H+ + 5NO2- + 2MnO4- 5NO3- + 2Mn2+ + 3H2O
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 KMnO4 są następujące
reakcje:
a) Reakcja w środowisku kwaśnym
Dodajemy
roztwór
Na2SO3
Nastąpiło
odbarwienie
roztworu
Roztwór KMnO4
+ H2SO4
b) Reakcja w środowisku obojętnym
Dodajemy
roztwór
Na2SO3
Roztwór
KMnO4 + H2O
Wytrącił się
brunatny osad
c) Reakcja w środowisku zasadowym
Dodajemy
roztwór
Na2SO3
Roztwór zmienił
Roztwór
zabarwienie
KMnO4 +
na zielone
roztwór KOH
Reakcja w środowisku kwaśnym (a)
KMnO4 + H2SO4 + Na2SO3 MnSO4 + Na2SO4 + H2O + & ..
różowy bezbarwny
Zapiszmy równanie w postaci jonowej:
MnO4- + H+ + SO32- Mn2+ + SO42- + H2O
MnVII + 5e MnII (redukcja) UTLENIACZ
SIV  2e SVI (utlenianie) REDUKTOR
MnVII + 5e MnII x 2
SIV  2e SVI x 5
2 MnVII + 10e 2 MnII
5 SIV  10e 5 SVI
Wstawiamy współczynniki z równań połówkowych do równania
jonowego:
2 MnO4- + H+ + 5 SO32- 2 Mn2+ + 5 SO42- + H2O
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 MnO4- + 6 H+ + 5 SO32- 2 Mn2+ + 5 SO42- + H2O
2 MnO4- + 6 H+ + 5 SO32- 2 Mn2+ + 5 SO42- + 3 H2O
Teraz możemy przenieść współczynniki do równania cząsteczkowego
2 MnO4- + 6 H+ + 5 SO32- 2 Mn2+ + 5 SO42- + 3 H2O
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O + & .
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O +& .
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O +
K2SO4
utleniacz reduktor
Dopisanie do równania cząsteczkowego K2SO4 wynikało z
konieczności zbilansowania jonów K+ oraz anionów SO42- 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)
KMnO4 + H2O + Na2SO3 MnO2 �! + Na2SO4 + KOH
różowy brunatny
Zapis jonowy reakcji:
MnO4- + H2O + SO32- MnO2 �! + SO42- + OH-
MnVII + 3e MnIV (redukcja) UTLENIACZ
SIV  2e SVI (utlenianie) REDUKTOR
MnVII + 3e MnIV x 2
x
SIV  2e SVI 3
2 MnVII + 6e 2 MnIV
3 SIV  6e 3 SVI
Wstawiamy współczynniki z równań połówkowych do równania
jonowego:
2 MnO4- + H2O + 3 SO32- 2 MnO20 �! + 3 SO42- + ? 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 MnO4- + H2O + 3 SO32- 2 MnO20 �! + 3 SO42- + 2 OH-
 a teraz możemy przenieść współczynniki do równania
cząsteczkowego:
2 MnO4- + H2O + 3 SO32- 2 MnO20 �! + 3 SO42- + 2 OH-
2KMnO4 + H2O + 3Na2SO3 2 MnO2 �! + 3Na2SO4 + 2KOH
utleniacz reduktor
Reakcja w środowisku zasadowym (c)
KMnO4 + KOH + Na2SO3 K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
różowy zielony
Zapiszmy równanie w postaci jonowej
MnO4- + OH- + SO32- MnO42- + SO42- + H2O
MnVII + e MnVI (redukcja) UTLENIACZ
SIV  2e SVI (utlenianie) REDUKTOR
MnVII + e MnVI x 2
SIV  2e SVI
2MnVII + 2e 2 MnVI
SIV  2e SVI
Wstawiamy współczynniki z równań połówkowych do równania
jonowego:
2MnO4- + ? OH- + SO32- 2MnO42- + SO42- + H2O
? = 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
2MnO4- + 2OH- + SO32- 2MnO42- + SO42- + H2O
utleniacz reduktor
Teraz możemy przenieść współczynniki do równania
cząsteczkowego:
2MnO4- + 2OH- + SO32- 2MnO42- + SO42- + H2O
2KMnO4 + 2KOH + Na2SO3 2 K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Określanie środowiska przebiegu reakcji redoks
Dobrać współczynniki i środowisko reakcji:
Fe2+ + NO3- + & & Fe3+ + NO +& &
Fe2+ + NvO3- + & & Fe3+ + NIIO +& &
Fe2+ - e Fe3+ utlenianie (reduktor) x 3
Nv + 3e NII redukcja (utleniacz)
3Fe2+ + NO3- + & & 3Fe3+ + NO0 +& &
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.
3Fe2+ + NO3- + 4H+ 3Fe3+ + NO0 +& &
A
adunki w równaniu jonowym są zbilansowane.
Teraz należy zbilansować wszystkie pierwiastki w tym równaniu:
3Fe2+ + NO3- + 4H+ 3Fe3+ + NO0 +&
Bilans tlenu : O
L= 3 O
P = 1 O, czyli brakuje 2 O, tlen możemy dodać jedynie w postaci
cząsteczek wody H2O0, tak aby nie zmienić wartości ładunku po
prawej stronie, ponad to musimy  zagospodarować 4H+, co daje
2H2O
3Fe2+ + NO3- + 4H+ 3Fe3+ + NO0ę! + 2 H2O
Możemy dla powyższego równania jonowego zaproponować równanie
cząsteczkowe.
Kwasem stosowanym w reakcjach redoks jest przeważnie
kwas siarkowy (VI) H2SO4
(ponieważ nie ulega utlenianiu (jak np. kwas solny HCl) ani redukcji
(jak np. kwas azotowy (V) HNO3)
Równanie reakcji  zapis cząsteczkowy (reakcja  obrączkowa )
FeSO4 + NaNO3 + 2H2SO4 Fe2(SO4)3 + NOę! + Na2SO4 +2 H2O
reduktor utleniacz
Zgodnie z równaniem jonowym:
3Fe2+ + NO3- + 4H+ 3Fe3+ + NO0ę! + 2H2O0
Skoro w równaniu cząsteczkowym po prawej stronie mamy wzór
Fe2(SO4)3 soli siarczanu (VI) żelaza(III),
zatem równanie jonowe należy pomnożycić stronami x 2
6Fe2+ + 2NO3- + 8H+ 6Fe3+ + 2NO0ę! + 4H2O0
6FeSO4 + 2NaNO3 + 4H2SO4 3Fe2(SO4)3 + 2NOę! + Na2SO4 + 4H2O
Sprawdzamy bilans pierwiastków, które nie zmieniły stopnia utlenienia
i pojawiły się w równaniu cząsteczkowym:
6FeSO4 + 2NaNO3 + 4H2SO4 3Fe2(SO4)3 + 2NOę! + Na2SO4 + 4H2O
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:
NO2 + H2O HNO3 + HNO2
NIVO2 + H2O HNVO3 + HNIIIO2
Reakcje połówkowe:
NIV - e NV utlenianie (reduktor)
NIV +e NIII redukcja (utleniacz)
Po dodaniu stronami równań połówkowych otrzymamy:
NIV - e + NIV + e NV + NIII
2 NIV NV + NIII
Wprowadzamy współczynniki z równania połówkowego do równania
cząsteczkowego
2 NIV NV + NIII
2NO2 + H2O HNO3 + HNO2
Sprawdzamy bilans atomów tlenu:
L= 5 P = 5
Przykład 2:
IO4- + I- +& & I2 + & &
IVIIO4- + I- +& & I20 + & &
IVII + 7e I0 redukcja (utleniacz)
I- - e I0 utlenianie (reduktor) x 7 7 I- - 7e 7I0
Po dodaniu stronami i uwzględnieniu, że jod występuje w postaci
cząsteczek dwuatomowych:
IVII + 7I- 4 I2
Wprowadzamy współczynniki z równań połówkowych do równania
jonowego:
IVII + 7I- 4 I2
IO4- + 7 I- +& & 4 I2 + & &
Teraz należy dokonać bilansu ładunków i ustalić środowisko reakcji:
L = (-1) + 7x (-1) = - 8
P = O
Należy dodać do lewej strony 8H+, a po prawej stronie w celu
Zbilansowania wodoru i tlenu 4H2O
IO4- + 7 I- + 8 H + 4 I2 + 4 H2O
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 H2O2 ,
jest to równocześnie związek, w którym tlen występuje na nietypowym,
bo (-I) lub (-1) stopniu utlenienia.
Nadtlenek wodoru jako utleniacz:
H2O2 + I - + & & I2 + H2O0
(H2O2-I )0 + I- (-I) + & & I20 + (H2O  II) 0
Reakcje połówkowe
O2-I + 2e 2O -II redukcja (utleniacz)
2I - - 2e I20 wynika z równania (I - - e I0) dla zbilansowania e
i utlenianie (reduktor) uwzględnienia się, że I2-
to tworzy cząsteczki
dwuatomowe)
Dodajemy równania połówkowe stronami:
O2-I + 2e + 2I - - 2e 2O -II + I2
Wprowadzamy współczynniki do równania jonowego:
H2O2 + 2I - + & & I2 + 2H2O
Bilansujemy ładunki:
L = 2 x (-1) = -2 P = 0
Do lewej strony równania należy dodać dwa ładunki dodatnie, czyli 2H+
H2O2 + 2I - + 2H+ I2 + 2H2O
utleniacz reduktor
Powoduje to równocześnie uzgodnienie stron równania.
Możemy napisać również równanie cząsteczkowe dla tej reakcji:
H2O2 + 2KI + H2SO4 I2 + 2H2O + K2SO4
Nadtlenek wodoru jako reduktor
MnO4- + H2O2 +& & .. Mn2+ + H2O + O2
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
MnO4- + H2O2 + H+ Mn2+ + H2O + O2
(MnVII O4-II) - + (H2O2-I )0+ H+ (MnII)2+ + (H2O-II )0 + O20
Równania połówkowe:
MnVII + 5e Mn2+ redukcja (utleniacz) x 2
O2-I - 2e O20 utlenianie (reduktor) x 5
2MnVII + 10e 2Mn2+ redukcja (utleniacz) x 2
5O2-I - 10e 5O20
2MnVII + 10e + 5O2-I - 10e 2Mn2+ + 5O20
2MnVII + 5O2-I 2Mn2+ + 5O20
Wstawiamy współczynniki do równania jonowego:
2MnO4- + 5H2O2 + H+ 2Mn2+ + H2O + 5O2
Bilansujemy ładunki, podczas bilansowania nie uwzględniamy kationów
H+ ponieważ ich liczba wynikać będzie z bilansu pozostałych
ładunków:
L = 2x (-1) = -2
P = 2x (+2) = +4
Aby z (-2) otrzymać (+4) należy dodać 6 H+
2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + H2O + 5O2
2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + H2O + 5O2
Bilans tlenu:
L = 8 + 10 =18
P = 10 +x = 18 x = 8
x = 8 tlen może się znalez
ć tylko w cząsteczkach H2O
2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 8H2O + 5O2
Bilans H:
L = 10 + 6 = 16
P = 16