Procesy redox- bilans elektronowy i materiałowy reakcji. Uzgadnianie współczynników reakcji redox.

Reakcją utlenienia-redukcji nazywamy proces, w którym następuje wymiana elektronów między substancją utleniającą a substancją redukującą, na skutek czego atomy pierwiastków biorących udział w reakcji zmieniają swój stopień utlenienia. Utlenienie polega na oddawaniu elektronów przez atomy lub grupy atomów (proces dezelektronacji).Odebranie elektronów możliwe jest tylko wówczas, gdy w układzie oprócz atomów, cząsteczek lub jonów oddających elektrony obecne są także atomy, cząsteczki lub jony zdolne do równoczesnego pobrania elektronów; toteż proces utlenienia przebiega zawsze równolegle z procesem redukcji i odwrotnie, redukcji towarzyszy utlenienie. Procesy utleniania-redukcji nazywane są często procesami redoksowymi lub krótko - procesami redox.
Utleniacze i reduktory. Zgodnie z elektronową interpretacją procesów utlenienia-redukcji utleniaczami są atomy, jony lub cząsteczki posiadające zdolność przyjmowania elektronów tzn. odbierania ich od innych atomów lub grup atomów, powodując w ten sposób ich utlenienie. Utleniacze zatem, utleniając inne substancje, same ulegają redukcji. Do utleniaczy należą pierwiastki najbardziej elektroujemne, a więc: fluor F2, Chlor Cl2, brom Br2 oraz tlen O2.Fluorowce mają, jak wiemy, na ostatniej powłoce 7 elektronów, łatwo więc przyłączają jeden elektron tworząc w ten sposób, trwałą ośmioelektronową powłokę zewnętrzną (oktet).Wśród związków chemicznymi utleniaczami są te, w których występują pewne pierwiastki na najwyższych stopniach utlenienia np. nadmanganian potasowy KMnO4, dwuchromian potasowy K2Cr2O7, nadtlenek wodoru H2O2, azotan potasowy KNO3, kwas azotowy HNO3 i inne. Reduktorami są atomy, jony lub cząsteczki posiadające zdolność oddawania elektronów innym atomom, jonom lub cząsteczkom, powodując redukcję tych substancji. Reduktory w procesie redukcji same ulegają utlenieniu. Reduktorami są przede wszystkim pierwiastki najbardziej elektrododatnie, np. metale I grupy układu okresowego takie jak sód Na, potas K, i inne a także wodór i węgiel. Ze związków chemicznych do reduktorów zaliczamy te, które posiadają atomy metali lub niemetali na niższym stopniu utlenienia, np. chlorek cynowy SnCl2, chlorek żelaza(II) FeCl2, kwas siarkowy(IV) H2SO3, azotan(III)sodu NaNO2, tlenek węgla, CO itp.
Przykłady reakcji utleniania-redukcji

1. Reakcja metalicznego wapnia z tlenem
Ca + 1/2 O2 --> CaO
Ca --> Ca2+ + 2e
1/2 O2 + 2e --> O2-
Ca + 1/2 O2 --> Ca2+O2-

W przemyśle, w laboratoriach jak i w przyrodzie spotykamy się z dużą różnorodnością reakcji chemicznych. Najprostszym typem reakcji chemicznej jest reakcja, w której jeden pierwiastek chemiczny łączy się z drugim pierwiastkiem chemicznym, tworząc związek chemiczny. Przykładem może być reakcja pierwiastka cynku z pierwiastkiem siarki w celu wytworzenia związku - siarczku cynkowego.

Zn + S --> ZnS

Bardziej złożoną i jedną z najważniejszych reakcji chemicznych w świecie jest reakcja fotosyntezy w czasie której z atmosfery jest usuwany dwutlenek węgla i powstaje tlen oraz glukoza.

6CO₂ + 6H_2O --> C₆H₁₂O₆ (glukoza) + 6O₂

Wszyscy znamy proces spalania węgla kamiennego (koksu), który w naszym kraju jest głównym źródłem energii. Dzięki tej reakcji, przeprowadzanej w elektrociepłowniach jak i w wielu gospodarstwach domowych, jest możliwe ogrzewanie mieszkań i przygotowanie posiłków.

C + O₂ --> CO₂ + Q (ciepło)

W rozdziale VIII poznaliśmy reakcje zachodzące w roztworach, takie jak;

• reakcje zobojętniania (Mg(OH)₂ + 2HCl --> MgCl₂ + 2H₂O),

• reakcje wytrącania osadów (AgNO₃ + NaCl --> AgCl(osad) + NaNO₃).

Czy w wyżej napisanych reakcjach chemicznych cynku z siarką, fotosyntezy, spalania węgla, zobojętniania, wytrącania osadów znajdziemy wspólne elementy?
Pozornie wydaje się, że wszystkie wymienione reakcje chemiczne mają niewiele wspólnych cech. Różnice wynikają z innego zestawu reagentów, różnych efektów energetycznych i środowiska reakcji. Niemniej okazuje się, że pierwsze trzy reakcje chemiczne, cynku z siarką, fotosyntezy i spalania węgla należą do tej samej rodziny, tj. reakcji utleniania-redukcji, zwane reakcjami redoks. Cechą charakterystyczną tej klasy reakcji jest przenoszenie elektronów z jednego atomu do drugiego, czego nie obserwujemy w reakcji zobojętniania i wytrącania osadów.

Utlenienie polega na oddawaniu elektronów przez atomy lub grupy atomów (proces deelektronizacji). Redukcja polega na przyjmowaniu elektronów przez atomy lub grupy atomów.

Odebranie elektronów możliwe jest tylko wówczas, gdy w układzie oprócz atomów, cząsteczek lub jonów oddających elektrony obecne są także atomy, cząsteczki lub jony zdolne do równoczesnego pobrania elektronów; toteż proces utlenienia przebiega zawsze równolegle z procesem redukcji i odwrotnie, redukcji towarzyszy utlenienie.

Przykłady reakcji utleniania-redukcji

1. Reakcja metalicznego wapnia z tlenem

Ca + 1/2 O₂ --> CaO
utlenianie - Ca⁰ --> Ca^II + 2e
redukcja - 1/2 O⁰₂ + 2e --> O^-II

Ca⁰ + 1/2 O⁰₂ --> Ca^IIO^-II

2. Reakcja metalicznego wapnia z chlorem

Ca + Cl₂ --> CaCl₂
utlenianie - Ca⁰ --> Ca^II + 2e
redukcja - Cl⁰₂ + 2e --> 2Cl^-I

Ca⁰ + Cl⁰₂ --> Ca^IICl₂^-I

Utleniacze i reduktory

Z poprzedniego rozdziału dowiedzieliśmy się że, utlenianiu i redukcji atomu odpowiada zwiększenie lub zmniejszenie jego stopnia utlenienia i ta zmiana stopnia utlenienia jest możliwa wtedy jeżeli w środowisku reakcji znajdą się substancje zdolne do przyjęcia i oddania elektronów. Substancje powodujące utlenianie w reakcji redoks noszą nazwę utleniacza a substancje powodujące redukcję reduktora. Znając nowe pojęcia, reakcję utlenienia-redukcji możemy zdefiniować jako proces, w którym następuje wymiana elektronów między substancją utleniającą a substancją redukującą, na skutek czego atomy pierwiastków biorących udział w reakcji zmieniają swój stopień utlenienia.

Utleniacze

Zgodnie z elektronową interpretacją procesów utlenienia-redukcji utleniaczami są atomy, jony lub czasteczki posiadajace zdolność przyjmowania elektronów tzn. odbierania ich od innych atomów lub grup atomów, powodując w ten sposób ich utlenienie.

Utleniacze zatem, utleniając inne substancje, same ulegaja redukcji.
Utleniaczmi mogą być;

• pierwiastki najbardziej elektroujemne, a więc: fluor F₂, Chlor Cl₂, brom Br₂ oraz tlen O₂,

• związki chemiczne w których występują pewne pierwiastki na najwyższych stopniach utlenienia np. nadmanganian potasowy KMn^VIIO₄, dwuchromian potasowy K₂Cr^VI₂O₇, nadtlenek wodoru H₂O^-I₂, azotan potasowy KN^VO₃, kwas azotowy HN^VO₃ i inne,

• jony, jak na przykład N^VO₃^-, Mn^VIIO₄^-

Funkcję utleniacza w reakcji redoks można opisać w trojaki sposób;
Przeniesienie elektronu; Utleniacz usuwa elektrony z cząstki utlenianej.
Stopień utlenienia; Utleniacz zawiera pierwiastek, którego stopień utlenienia zmniejsza się.
Reakcja; Utleniacz jest cząstką, która ulega redukcji.

Reduktory

Reduktorami są atomy, jony lub cząsteczki posiadające zdolność oddawania elektronów innym atomom, jonom lub czasteczkom, powodując redukcję tych substancji.

Reduktory w procesie redukcji same ulegają utlenieniu. Reduktorami są przede wszystkim pierwiastki najbardziej elektrododatnie, np. metale I grupy układu okresowego takie jak sód Na, potas K, i inne a także wodór i węgiel.
Ze związków chemicznych do reduktorów zaliczamy te, które posiadają atomy metali lub niemetali na niższym stopniu utlenienia, np. chlorek cynowy Sn^IICl₂, chlorek żelaza(II) Fe^IICl₂, kwas siarkowy(IV) H₂S^IVO₃, azotan(III)sodu NaN^IIIO₂, tlenek węgla C^IIO itp.

Podobnie jak utlenianiacz, również reduktor można opisać w trojaki sposób;
Przeniesienie elektronu; Reduktor dostarcza elektrony cząstkce redukowanej.
Stopień utlenienia; Reduktor zawiera pierwiastek, którego stopień utlenienia wzrasta.
Reakcja; Reduktor jest cząstką, która ulega utlenieniu.

W celu zidentyfikowania utleniaczy i reduktorów w reakcji redoks, sprawdzamy, których pierwiastków stopnie utlenienia uległy zmianie w wyniku reakcji. Za przykład posłuży nam reakcja amoniaku z tlenem.

4NH₃ + 5O₂ --> 4NO + 6H₂O

Obliczamy stopnie utlenienia pierwiastków wszystkich reagentów, których wartości wynoszą odpowiednio.

4N^-IIIH^I₃ + 5O⁰₂ --> 4N^IIO^-II + 6H^I₂O^-II

Stopień utlenienia azotu zmienił się z -III na II (utlenianie), a stopień utlenienia tlenu zmienia się z 0 na -II (redukcja). Ponieważ azot ulega utlenieniu, jest w tej reakcji reduktorem. Przeciwnie, ponieważ tlen ulega redukcji, możemy tlen uważać za utleniacz.

Dobieranie współczynników w równaniach reakcji utleniania i redukcji

Gdy dane są substraty i produkty równania redoks, równanie chemiczne można w zasadzie zbilansować przez sprawdzenie, tj. liczenie ilości atomów wszystkich pierwiastków występujących po lewej i prawej stronie równania chemicznego i dobranie takich wartości współczynników, kiedy uzyskamy równość ilości atomów po lewej i prawej stronie równania chemicznego. Takie postępowanie może okazać się niepotrzebną stratą czasu i niepotrzebnym wysiłkiem w przypadku reakcji redoks, ponieważ często w tego typu rakcjach chemicznych liczba reagentów wynosi 5 - 8. Rozsądniej jest tutaj zastosować sposób systematyczny, oparty na zagadnieniu przenoszenia elektronów, który ma miejsce w reakcji redoks. A mianowicie w reakcjach chemicznych tego typu elektrony nie powstają i nie ulegają zniszczeniu; mogą być tylko przenoszone z jednego reagenta na drugiego, czyli wszystkie elektrony utracone w procesie utlenienia muszą być pobrane w procesie redukcji a to oznacza, że liczba elektronów oddanych przez reduktor jest równa liczbie elektronów przyłączonych przez utleniacz.
Aby wystąpiło zrównanie liczby elektronów oddawanych przez reduktor z liczbą elektronów przyjmowanych przez utleniacz w reakcji chemicznej musi brać udział odpowiednia liczba atomów utleniacza i reduktora. I te liczby atomów utleniacza i reduktora będziemy poszukiwali.Najwygodniej poszukiwania przeprowadza się w oparciu o równania połówkowe, tj. równania z których jedno przedstawia proces utlenienia, a drugie proces redukcji. Na przykład wyżej napisaną reakcję amoniaku z tlenem (4NH₃ + 5O₂ --> 4NO + 6H₂O) możemy przedstawić w postaci takiego zapisu.

4N^-III --> 4N^II + 20e^- - proces utleniania
10O⁰ + 20e^- --> O^-II - proces redukcji

Reakcje połówkowe wyrażają dwa wkłady (utleniania i redukcji) w sumaryczną reakcję redoks.

Aby można było napisać równania połówkowe wcześniej musimy rozpoznać jakie cząstki uległy utlenieniu i redukcji. W tym celu obliczamy stopnie utlenienia wszystkich pierwiastków wchodzących w skład reagentów. Cząstki utleniane zawierają pierwiastek, którego stopień utlenienia wzrasta a cząstki redukowane zawierają pierwiastek, którego stopień utlenienia maleje. Oto przykład.

Przykład - reakcja bizmutu z siarką

2Bi⁰ + 3S⁰ --> Bi₂^IIIS₃^-II

Utlenieniu uległ bizmut (Bi), którego stopień utlenienia wzrósł z 0 do III a redukcji siarka (S), której stopień utlenienia zmalał z 0 do -II. Odpowiednio napisane równania połówkowe mają postać.

Bi⁰ --> Bi^III + 3e^- - utlenianie
S⁰ + 2e^- --> S^-II - redukcja

A w jaki sposób można wykorzystać równania połówkowe do bilansowania równań reakcji redoks?

Dla wyjaśnienia posłużymy się wyżej napisaną rakcją bizmutu z siarką. Załóżmy że wyżej napisana reakcja chemiczna nie jest zbilansowana. Wtedy niezbilansowane równanie ma postać.

Bi⁰ + S⁰ --> Bi₂^IIIS₃^-II

Ale odpowiednio napisane reakcje połowkowe są dokładnie takie same jak napisane wyżej.

Bi⁰ --> Bi^III + 3e^- - utlenianie
S⁰ + 2e^- --> S^-II - redukcja

Dla zbilansowania reakcji należy w wyżej napisanym szkieletowym równaniu połówkowym zbilansowac wszystkie pierwiastki. W tym celu połówkową reakcję utlenienia mnożymy przez 2, ponieważ we wzorze Bi₂S₃ przy bizmucie (Bi) mamy indeks 2. Podobnie połówkową reakcję redukcji mnożymy przez 3, ponieważ we wzorze Bi₂S₃ przy siarce (S) mamy indeks 3. Nowa postać zbilansowanych reakcji połówkowych jest następująca.

2Bi⁰ --> 2Bi^III + 6e^- - proces utlenienia
3S⁰ + 6e^- --> 3S^-II - proces redukcji

Zwróćmy teraz uwagę na ilość oddanych i przyjętych elektronów. Okazuje się, że są one równe. Wystarczy teraz dodać stronami obie reakcje połówkowe i otrzymamy zbilansowane równanie reakcji redoks.

2Bi⁰ + 3S⁰ --> Bi₂^IIIS₃^-II
2Bi + 3S --> Bi₂S₃

Rozpatrywaną reakcję można zapisać jako:

Wiele reakcji redoks zachodzi w roztworach wodnych i wtedy konieczne staje się włączyć do bilansu jony H⁺, OH^- lub cząsteczki H₂O. Przykładem może być reakcja miedzi ze stężonym kwasem azotowym opisana w ćwiczeniu do tego rozdziału. W tym przypadku przebieg bilansowania składa się z większej ilości etapów jak w reakcji bizmutu z siarką.

Przykład - reakcja miedzi metalicznej z rozcieńczonym kwasem azotowym(V)

Cu + HNO₃ --> Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Obliczamy stopnie utlenienia i określamy, który pierwiastek uległ utlenieniu a który redukcji.

Cu⁰ + H^IN^VO^-II₃ --> Cu^II(N^VO^-II₃)₂ + N^IIO^-II + H^I₂O^-II

Etap 1. Rozpoznajemy cząstki utleniane i redukowane

Utlenieniu uległa miedź (Cu), której stopień utlenienia wzrósł z 0 do II a redukcji azot (N), którego stopień utlenienia zmalał z V do II. W tym równaniu cząstką utlenianą jest miedź a cząstką redukowaną HNO₃^-. Odpowiednio napisane równania połówkowe mają postać.

Cu⁰ --> Cu^II - utlenienie
HN^VO₃ --> N^IIO - redukcja

Etap 2. W połówkowym równaniu redukcji należy zbilansować atomy tlenu, dopisując H₂O.

Cu⁰ --> Cu^II - utlenienie
HN^VO₃ --> N^IIO + 2H₂O - redukcja

Etap 3. Z kolei musimy zbilansować atomy H, dopisując wodór w równaniu redukcji.

Cu⁰ --> Cu^II - utlenienie
HN^VO₃ + 3H⁺ --> N^IIO + 2H₂O - redukcja

Etap 4. Teraz bilansujemy ładunek elektryczny. W tym celu po lewej stronie równania redukcji i po prawej stronie równania dopisujemy elektrony.

Cu⁰ --> Cu^II + 2e^- - utlenienie
HN^VO₃ + 3H⁺ + 3e^- --> N^IIO + 2H₂O - redukcja

Etap 5. Wrównujemy teraz ilości elektronów przekazywanych w procesie utleniania i redukcji. W tym celu równanie połówkowe utleniania mnożymy przez 3 a równanie połówkowe redukcji przez 2.

3Cu⁰ --> 3Cu^II + 6e^- - utlenienie
2HN^VO₃ + 6H⁺ + 6e^- --> 2N^IIO + 4H₂O - redukcja

Etap 6. Teraz dodajemy stronami równania połówkowe.

3Cu⁰ + 2HN^VO₃ + 6H⁺ --> 3Cu^II + 2N^IIO + 4H₂O

Ponieważ reakcja zachodzi w środowisku kwasu azotowego(V) a miedź po prawej stronie równania występuje w postaci kationu Cu⁺², jony H⁺ zamieniamy na cząsteczkę HNO₃ i uzupełniamy masy po prawej stronie równania dopisując do kationu Cu⁺² resztę kwasu azotowego(V).

3Cu + 2HNO₃ + 6HNO₃ --> 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

3Cu + 8HNO₃ --> 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Rozpatrywaną reakcję można zapisać jako:

Procedura wyznaczania współczynników reakcji redoks powinna mieć przebieg następujący.

rozpoznanie cząstek utlenionych i redukowanych układamy równania reakcji połówkowych procesu utlenienia i procesu redukcji (bez elektronów), zbilansowanie wszystkich pierwiastków w reakcjach połówkowych za wyjątkiem H i O, dodanie w razie potrzeby jonów H^+, OH^- lub cząsteczki H2O, w celu zbilansowania równania reakcji połówkowych w odniesieniu do masy substancji. dobieramy najniższe wspólne mnożniki, aby zrównać liczbę elektronów oddanych przez reduktor z liczbą elektronów przyłączonych przez utleniacz mnożymy poszczególne reakcje połówkowe przez wyznaczone mnożniki dodajemy stronami reakcje połówkowe sprawdzamy czy w ostatecznym równaniu są zbilansowane masy oraz ładunki.

Poniższy przykład zapoznaje nas z tokiem postępowania podczas bilansowania równań reakcji redoks napisanych w postaci jonowej.

Przykład

MnO₄^- + SO₃^2- + H₃O⁺ --> Mn²⁺ + SO₄^2- + H₂O

Etap 1. Rozpoznajemy cząstki utleniane i redukowane.

Po pierwsze trzeba określić, które atomy lub jony zmieniają swój stopień utlenienia.
W danym przypadku atomy manganu z VII stopnia utlenienia przechodzą w jony manganu na II stopieniu utlenienia, natomiast siarka ze stopnia utlenienia IV przechodzi na stopień utlenienia VI.

Etap 2. Na podstawie informacji z etapu 1 możemy napisać równanie szkieletowe

Mn^VIIO₄^- --> Mn^II - redukcja
S^IVO₃^2- --> S^VIO₄^2- - utlenianie

Etap 3. Bilansujemy atomy O, dopisując H₂O.

Mn^VIIO₄^- --> Mn^II + 4H₂O - redukcja
S^IVO₃^2- + H₂O --> S^VIO₄^2- - utlenianie

Bilansujemy atomy H, dopisując H⁺, tylko w równaniu redukcji.

Mn^VIIO₄^- + 8H⁺ --> Mn^II + 4H₂O - redukcja
S^IVO₃^2- + H₂O --> S^VIO₄^2- + 2H⁺ - utlenianie

Etap 5. Bilansujemy ładunek elektryczny. Dopisujemy elektrony po lewej i prawej stronie równań

Mn^VIIO₄^- + 8H⁺ + 5e^- --> Mn^II + 4H₂O - redukcja
S^IVO₃^2- + H₂O --> S^VIO₄^2- + 2H⁺ + 2e^- - utlenianie

Etap 5. Równanie połówkowe redukcji mnożymy przez 2 a równanie połówkowe utleniania przez 5, aby w każdym z nich przenoszonych było 10 elektronów.

2Mn^VIIO₄^- + 16H⁺ + 10e^- --> 2Mn^II + 8H₂O - redukcja
5S^IVO₃^2- + 5H₂O --> 5S^VIO₄^2- + 10H⁺ + 10e^- - utlenianie

Dodajemy stronami oba równania.

2Mn^VIIO₄^- + 5S^IVO₃^2- + 6H⁺ --> 2Mn^II + 5S^VIO₄^2- + 3H₂O
2MnO₄^- + 5SO₃^2- + 6H⁺ --> 2Mn²⁺ + 5SO₄^2- + 3H₂O

Często spośród reakcji utlenienia-redukcji wyodrębnia się tzw. reakcje dysproporcjonowania.
Reakcje dysproporcjonowania są to reakcje wewnętrznego utlenienia-redukcji. W reakcjach tych atomy (cząsteczki) danego pierwiastka lub cząsteczki danego związku ulęgają jednocześnie utlenieniu i redukcji; np. reakcjami dysproporcjonowania są:

4KClO₃ --> 3KClO₄ + KCl
Cl₂ + 2OH^- --> ClO^- + H₂O + Cl^-
3MnO₄^2- + 4H⁺ --> 2MnO₄^- + MnO₂ + 2H₂O

Poniższy przykład zapoznaje nas z tokiem postępowania podczas bilansowania równań reakcji dysproporcjonowania.

Przykład. Zbilansować nie zakończone równanie reakcji dysproporcjonowania - KClO₄ --> KClO₃ + KCl.

Etap 1. Rozpoznajemy cząstki utleniane i redukowane na podstawie ich zmian stopnia utlenienia.

4K^ICl^VO^-II₃ --> 3K^ICl^VIIO^-II₄ + K^ICl^-I

Substancją dysproporcjonowaną jest KClO₃ (chloran potasu), w którym atom chloru znajduje sie na stopniu utlenienia V, a przechodzi na stopień utlenienia VII w KClO₄ i na -I w KCl.

Etap 2 W tym równaniu cząstką utlenianą jest KClO₃ a cząstką redukowaną jest również KClO₃ -. Odpowiednio napisane równania połówkowe mają postać.

K^ICl^VO^-II₃ --> K^ICl^-I - redukcja
K^ICl^VO^-II₃ --> K^ICl^VIIO^-II₄ - utlenianie

Etap 3. Bilansujemy atomy O, dopisując H₂O

K^ICl^VO^-II₃ --> K^ICl^-I + 3H₂O - redukcja
K^ICl^VO^-II₃ + H₂O --> K^ICl^VIIO^-II₄ - utlenianie

Bilansujemy atomy H, dopisując H⁺ w obu równaniach.

K^ICl^VO^-II₃ + 6H⁺ --> K^ICl^-I + 3H₂O - redukcja
K^ICl^VO^-II₃ + H₂O --> K^ICl^VIIO^-II₄ + 2H⁺ - utlenianie

Etap 4. Dopisujemy elektrony po lewej stronie równania redukcji i po prawej stronie równania utlenienia.

K^ICl^VO^-II₃ + 6H⁺ + 6e^- --> K^ICl^-I + 3H₂O - redukcja
K^ICl^VO^-II₃ + H₂O --> K^ICl^VIIO^-II₄ + 2H⁺ + 2e^- - utlenianie

Etap 6. Połówkowe równanie utlenienia mnożymy przez 3. Uzyskamy wtedy równość oddawanych i przyjmowanych elektronów.

K^ICl^VO^-II₃ + 6H⁺ + 6e^- --> K^ICl^-I + 3H₂O - redukcja
3K^ICl^VO^-II₃ + 3H₂O --> 3K^ICl^VIIO^-II₄ + 6H⁺ + 6e^- - utlenianie

Po dodaniu stronami równań połówkowych i po uproszczeniach otrzymamy.

4K^ICl^VO^-II₃ --> 3K^ICl^VIIO^-II₄ + K^ICl^-I
4KClO₃ --> 3KClO₄ + KCl

3. Bilansowanie równań reakcji utlenienia-redukcji metodą równań połówkowych.

W celu zbilansowania niezakończonego równania złożonej reakcji utlenienia-redukcji wygodnie jest posługiwać się równaniami reakcji połówkowych.
Każde równanie reakcji utlenienia-redukcji można rozdzielić na równania dwóch reakcji połówkowych, z których jedno przedstawia proces utlenienia, a drugie proces redukcji np.
2I- + 2Fe3+ --> I2 + 2Fe2+
może być uważana za sumę dwóch reakcji połówkowych
2I- --> I2 + 2e- - proces utlenienia
2Fe3+ + 2e- --> 2Fe2+ - proces redukcji
W czasie pisania reakcji utlenienia-redukcji o znanych substratach i produktach należy kolejno wykonać następujące czynności:
· ułożyć równania reakcji połówkowych procesu utlenienia i procesu redukcji dodając w razie potrzeby jony H+, OH- lub cząsteczki H2O, w celu zbilansowania równania reakcji połówkowych w odniesieniu do masy substancji.
· dobrać najniższe wspólne mnożniki, aby zrównać liczbę elektronów oddanych przez reduktor z liczbą elektronów przyłączonych przez utleniacz
· pomnożyc poszczególne reakcje połówkowe przez wyznaczone mnożniki
· dodać stronami reakcje połówkowe
· sprawdzić czy w ostatecznym równaniu są zbilansowane masy oraz ładunki.
Często spośród reakcji utlenienia-redukcji wyodrębnia się tzw. reakcje dysproporcjonowania.
Reakcje dysproporcjonowania są to reakcje wewnętrznego utlenienia-redukcji. W reakcjach tych atomy (cząsteczki) danego pierwiastka lub cząsteczki danego związku ulęgają jednocześnie utlenieniu i redukcji; np. reakcjami dysproporcjonowania są:
Cl2 + 2OH- --> ClO- + H2O + Cl-
3MnO42- + 4H+ --> 2MnO4- + MnO2 + 2H2O
Poniższe przykłady zapoznają nas z tokiem postępowania w konstruowaniu równań utlenienia-redukcji.
Przykład I
Weźmy dla przykładu reakcję między kwasem chlorowym HClO3 i kwasem siarkowym(IV), której towarzyszą następujące zmiany stopni utlenienia atomów.
H+1Cl+5O3-2 + H2+1S+4O3-2 --> H+1Cl- + H2+1S+6O4-2
Równanie połówkowej reakcji utlenienia będzie miało postać
S+4 - 2e- --> S+6
Atom siarki tracąc dwa elektrony przechodzi ze stopnia utlenienia +4 na stopień utlenienia +6.
Jednocześnie połówkową reakcją redukcji przedstawia równanie,
Cl+5 + 6e- --> Cl-1
w której atom chloru na stopniu utlenienia +5 przyłącza 6 elektronów i przechodzi na stopień utlenienia -1.
Ponieważ obie reakcje połówkowe, reakcja utlenienia i reakcja redukcji, zachodzą jednocześnie w tym samym roztworze, zatem jednakowa musi być liczba elektronów oddawanych i przyjmowanych przez reagujące atomy.
Liczba ta będzie odpowiadać najmniejszej wspólnej wielokrotności liczb 2 oraz 6. Tak, więc równanie pierwszej reakcji połówkowej należy pomnożyć przez 3.
3S+4 - 6e- --> 3S+6 - utlenianie
Cl+5 + 6e- --> Cl-1 - redukcja

3S+4 + Cl+5 --> 3S+6 + Cl-1
Po zsumowaniu stronami obu równań reakcji połówkowych uzyskaliśmy następujące wartości współczynników liczbowych równania stechiometrycznego reakcji utlenienia-redukcji:
HClO3 + 3H2SO3 --> HCl + 3H2SO4
Przykład II
MnO4- + SO32- + H3O+ --> Mn2+ + SO42- + H2O
Po pierwsze trzeba określić, które atomy lub jony zmieniają swój stopień utlenienia.
W danym przypadku atomy manganu z +7 stopnia utlenienia przechodzą w jony manganu na +2 stopień utlenienia, natomiast siarka ze stopnia utlenienia +4 przechodzi na stopień utlenienia +6.
Mn+7 + 5e --> Mn+2 - mnożymy przez 2 (redukcja)
S+4 -2e --> S+6 - mnożymy przez 5 (utlenienie)
czyli
2Mn+7 + 10e --> 2Mn+2
5S+4 - 10e --> 5S+6

2Mn+7 + 5S+4 --> 2Mn+2 + 5S+6
Ponieważ reakcja przebiega w roztworze wodnym pomiędzy jonami MnO4- oraz jonami SO32- możemy zapisać:
2MnO4- + 5SO32- + ... --> 2Mn+2 + 5SO4-2 + ....
Obliczamy sumy algebraiczne ładunków jonów z lewej oraz prawej strony równania i porównujemy te sumy z sobą:
lewa strona -2 : -10 = -12
prawa strona +4 : -10 = -6
Aby zgodnie z przykładem zapewnić środowisko kwaśne oraz zrównoważyć liczby ładunków, trzeba dodać 6 ładunków dodatnich w postaci 6 jonów H3O+ .
Liczba atomów tlenu po lewej i prawej stronie równania winna być taka sama:, zatem prawą stronę uzupełniamy dodając 9 cząsteczek wody.
2MnO4- + 5SO32- + 6H3O+ --> 2Mn+2 + 5SO4-2 + 9H2O
Na podstawie równania jonowego reakcji łatwo jest sformułować cząsteczkowe równanie procesu utlenienia-redukcji.
Dla powyższego przykładu może to być równanie:
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO3 --> 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 9H2O
Jako źródła jonów H3O+ użyliśmy kwasu siarkowego(VI), który nie ulega działaniu utleniającemu nadmanganianu

4. Praktyczne znaczenie reakcji utleniania i redukcji.

Reakcje utleniania - redukcji odgrywają bardzo ważną role zarówno w całej przyrodzie ożywionej, jak i nieożywionej.
Reakcja utleniania - redukcji znana z życia codziennego jest korozja metali, czyli proces polegający na ich niszczeniu pod wpływem czynników zewnętrznych. Wiele innych reakcji utleniania - redukcji jest ważne w naszym życiu, np.: spalanie węgla, gazu ziemnego, paliw płynnych. Reakcje te stanowią też podstawę wielu procesów zachodzących w organizmach, np.: fotosyntezy czy oddychania.
Następnymi przykładami może być to, że substancje zawarte w owocach utleniają się pod wpływem tlenu z powietrza, powodując ciemnienie owoców; wino przechowywane w źle zamkniętych butelkach po pewnym czasie kwaśnieje. Dzieję się tak dlatego, iż alkohol etylowy, znajdujący się w winie, pod wpływem tlenu z powietrza utlenia się do kwasu etanowego (octowego).

PODSUMOWANIE

Rozpatrywane dotychczas reakcje miały przeważnie charakter profolityczny, tzn. polegały na wymianie protonów między cząsteczkami kwasów i zasad. Przebiegały więc bez zmiany stopnia utlenienia atomów w związkach i jonów reagujących z sobą.
Obecnie rozpatrzymy inny ważny typ reakcji chemicznych - reakcje utlenienia-redukcji.

Reakcją utlenienia-redukcji nazywamy proces, w którym następuje wymiana elektronów między substancją utleniającą a substancją redukującą, na skutek czego atomy pierwiastków biorących udział w reakcji zmieniają swój stopień utlenienia. Utlenienie polega na oddawaniu elektronów przez atomy lub grupy atomów (proces deelektronizacji).

Odebranie elektronów możliwe jest tylko wówczas, gdy w układzie oprócz atomów, cząsteczek lub jonów oddających elektrony obecne są także atomy, cząsteczki lub jony zdolne do równoczesnego pobrania elektronów; toteż proces utlenienia przebiega zawsze równolegle z procesem redukcji i odwrotnie, redukcji towarzyszy utlenienie.
Procesy utleniania-redukcji nazywane są często procesami redoksowymi lub krótko - procesami redox.

Bibliografia:
Tadeusz Penkala „Postawy chemii ogólnej”
Renata Francik „Chemia w pigułce”
Michał M. Poźniczek, Zofia Kluz „Chemia - podręcznik dla liceum”

---