Skok do strony tytułowej serwisu

Podstawy technik rozwiązywania problemów reakcji redoksowych dość dokładnie opisane są na stronie obliczenia - redoksy "licealnej" części witryny. Bardziej dociekliwym polecam cały rozdział Elektrochemia, jako, że są to zagadnienia bezpośrednio związane z procesami redoksowymi (utlenienia - redukcji).
Koniecznie przeczytaj też strony "Wartościowość" i "Dobieranie współczynników", a już "obowiązkową" jest znajomość zasad obliczania stopni utlenienia (to tu!)
.

Przykłady tu omawiane pochodzą ze zbioru zadań: "Zbiór zadań z chemii dla szkół średnich", K.M. Pazdro (Wydawnictwo Edukacyjne, Warszawa 1992)

Przykład 1

PbO2 + HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O

Analizując to równanie i obliczając stopnie utlenienia poszczególnych pierwiastków, zauważamy, że atomy chloru Cl po lewej stronie równania występują na -1 stopniu utlenienia, zaś po prawej stronie zarówno na -1 w PbCl2 jak i na 0 w Cl2. Wynika z tego, że cząsteczki HCl po lewej stronie równania zachowują się różnie - jedne dostarczają tylko jonów chlorkowych i nie biorą aktywnego udziału w przemianach utlenienia-redukcji, inne natomiast są aktywnymi uczestnikami, utleniając się ze stopnia -1 na stopień 0 w Cl2. W takiej sytuacji dobrze jest rozpisać sobie w równaniu po lewej stronie HCl podwójnie:

PbO2 + HCl + HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O

Szukamy teraz atomów aktywnych w procesie redoksowym:

Pb - lewa strona -4; prawa strona -2; nastąpiła redukcja, przejęcie 2 elektronów przez każdy atom Pb;

O - lewa strona -2; prawa strona -2; atomy tlenu nie biorą udziału w tym procesie redoksowym;

H - lewa strona +1; prawa strona +1; atomy wodoru nie biorą udziału w tym procesie redoksowym;

Cl - lewa strona -1; prawa strona -1; atomy chloru nie biorą udziału w tym procesie redoksowym;

Cl - lewa strona -1; prawa strona 0; atomy chloru ulegają utlenieniu (są reduktorami ołowiu) oddając 1 elektron.

Skrócony zapis procesu redoks wygląda więc tu następująco:

Pb(+4) + 2e(-) → Pb(+2)          redukcja

Cl(-) - e(-) → Cl(0)                  utlenienie

Wspólna wielokrotność ilości elektronów wymienianych w procesie redoks wynosi tu 2, więc zapis zbilansowany będzie wyglądał następująco:

Pb(+4) + 2e(-) → Pb(+2)

2Cl(-) - 2e(-) → 2Cl(0)

Z tą wiedzą przechodzimy do ogólnego równania reakcji:

PbO2 + HCl + 2HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O

Po "oczywistych" poprawkach - dwa atomy tlenu muszą być po prawej stronie, bo dwa są po lewej w cząsteczce tlenku ołowiu, oraz dwie cząsteczki HCl, dostarczające jonów chlorkowych dla PbCl2 zapisujemy:

PbO2 + 2HCl + 2HCl → PbCl2 + Cl2 + 2H2O

Teraz pozostaje tylko sprawdzenie bilansu ilościowego i skrócenie zapisu i mamy:

PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + 2H2O

Przykład 2

Mg + NO3- → Mg2+ + N2O + H2O

Szukamy teraz atomów aktywnych w procesie redoksowym:

Mg - lewa strona 0; prawa strona +2; nastąpiło utlenienie, przejście 2 elektronów z każdego atom Mg;

N - lewa strona +5; prawa strona +1; redukcja azotu, dyslokacja 4 elektronów;

O - lewa strona -2; prawa strona -2; atomy tlenu nie biorą udziału w tym procesie redoksowym;

Musimy tu jeszcze uwzględnić, że atomy azotu występują po prawej stronie w cząsteczce N2O, a więc po lewej stronie muszą być dwa atomy N (dwie grupy azotanowe) lub wielokrotność dwóch.

Skrócony zapis procesu redoks wygląda więc tu następująco:

Mg(0) - 2e(-) → Mg(+2)          utlenienie

2N(+5) + 8e(-) → 2N(+1)           redukcja

Wspólna wielokrotność ilości elektronów wymienianych w procesie redoks wynosi tu 8, więc zapis zbilansowany będzie wyglądał następująco:

4Mg(0) - 8e(-) → 2Mg(+2)

2N(+5) + 8e(-) → 2N(+1)

Z tą wiedzą przechodzimy do ogólnego równania reakcji:

4Mg + 2NO3- → 4Mg2+ + N2O + H2O

Bilansujemy pozostałe atomy, nie biorące bezpośrednio udziału w procesie redoks (atomy tlenu). Po lewej mamy ich 6 (w dwóch grupach azotanowych), więc dla zbilansowania, po prawej musimy zwiększyć ilość cząsteczek wody do 5 (nie możemy zmieniać w tym celu ilości cząsteczek tlenku azotu, bo zburzyli byśmy bilans elektronowy (redoks):

4Mg + 2NO3- → 4Mg2+ + N2O + 5H2O

Teraz zauważamy, że dla pełnego bilansu po lewej stronie brakuje 10 atomów wodoru, oraz, że brakuje także 10 ładunków dodatnich (+8 po prawej, -2 po lewej). Wniosek - po lewej musimy dodać 10 jonów wodorowych:

4Mg + 2NO3- + 10H+ → 4Mg2+ + N2O + 5H2O

Bilans jest pełny, a z naszej pracy wynika, że utlenienie azotanami przebiega w środowisku kwaśnym (H+).
Cząsteczkowy zapis reakcji będzie wyglądał następująco:

4Mg + 10HNO3 → 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O

Jak z tego zapisu wynika, na dziesięć cząsteczek kwasu azotowego(V) w procesie utleniania-redukcji biorą czynny udział tylko dwie cząsteczki, zaś osiem stanowi tylko kwaśne środowisko reakcji

Przykład 3

Fe3O4 + CO → Fe + CO2

Ponieważ atomy tlenu po obu stronach równania są na -2 stopniu utlenienia (nie tworzą nadtlenków ani tlenu pierwiastkowego) w procesie redoks udział biorą tylko atomy węgla i żelaza:

C - lewa strona +2; prawa strona +4; nastąpiło utlenienie, przejście 2 elektronów z każdego atom C;

Fe - lewa strona +8/3; prawa strona 0; redukcja żelaza, dyslokacja ?? elektronów;

Taki ułamkowy (8/3) stopień utlenienia wskazuje na różne stopnie utlenienia poszczególnych atomów żelaza w tym tlenku. W opisie pierwiastka (patrz) znajdujemy, że żelazo najczęściej występuje na +2 i + 3 stopniu utlenienia. Jeśli te trzy atomy żelaza w sumie mają stopień utlenienia +8, to może to być 3+3+2.

Zatem przechodząc na zerowy stopień utlenienia atomy te pobierają w sumie 3+3+2=8 elektronów. Oznacza to, że każda cząsteczka tlenku pobiera 8 elektronów.

Jeśli nie będziemy "dzielić włosa na czworo" i przyjmiemy stopień utlenienia atomu żelaza w tlenku jako 8/3, to cząsteczka zawierająca trzy takie atomy, przechodzące w stan pierwiastkowy (stopień utlenienia 0) musi pobrać 8 elektronów.
Tak więc, czy podejdziemy do zagadnienia czysto formalnie czy postaramy się o bliższe rzeczywistości rozwikłanie "dziwnego" stopnia utlenienia - efekt końcowy będzie taki sam. Osobiście radzę jednak zawsze postarać się o racjonalne wyjaśnienia "dziwnych" zachowań, bo wówczas panujemy nad sytuacją, wiemy co się dzieje i mamy szansę nie popełnić błędu. Przy czysto formalnym podejściu do złożonego zjawiska, łatwo popełnić nawet gruby błąd."

Skrócony zapis procesu redoks wygląda więc tu następująco:

2Fe(+3) + Fe(+2)  {Fe3O4} + 8e(-) → 3Fe(0)

C(+2) - 2e(-) → C(+4))

Wspólna wielokrotność ilości elektronów wymienianych w procesie redoks wynosi tu 8, więc zapis zbilansowany będzie wyglądał następująco:

Fe3O4 + 4CO → 3Fe + 4CO2

Sprawdzamy bilans wszystkich atomów w równaniu - OK

Przykład 4

Wśród procesów redoksowych spotykamy ciekawe przypadki reakcji, gdy dwie cząsteczki tego samego związku reagują ze sobą w procesie redoks. Jedna utlenia się kosztem drugiej - takie reakcje nazywamy reakcjami dysproporcjonowania. Oto taki przykład:

KClO3→ KCl + KClO4

Atom chloru w cząsteczce chloranu(V) potasu KClO3 jest na +5 stopniu utlenienia (lewa strona równania). Po prawej stronie równania mamy atomy chloru na -1 stopniu utlenienia (w KCl) i na +7 stopniu utlenienia w chloranie(VII) potasu KClO4.

Wyraźnie więc widać, że atomy chloru z niektórych cząsteczek chloranu(V) się utleniają (powstaje chloran(VII)), a niektóre się redukują do -1 w chlorku. Rozpiszmy więc równanie na składowe:

KClO3→ KCl 

KClO3→ KClO4

W pierwszym przypadku atom chloru przechodzi z +5 na -1, czyli pobiera 6 elektronów

W drugim przypadku atom chloru przechodzi z +5 na +7, czyli oddaje 2 elektrony.

Uwzględniając wspólną wielokrotność zbilansowane równania cząstkowe będą wyglądać następująco:

Cl(+5) +6e(-) → Cl(-) 

3Cl(+5) -6e(-) → 3Cl(+7) 

Czyli zbilansowane redoksowo równania składowe to:

KClO3→ KCl 

3KClO3→ 3KClO4

A równanie sumaryczne procesu:

4KClO3→ KCl + 3KClO4

Sprawdzamy bilans wszystkich atomów w równaniu - OK