Bilansowanie reakcji utleniania i redukcji: Przykłady i zadania

Reakcje utleniania i redukcji (zwane również reakcjami redoks) stanowią fundamentalną część chemii. Występują one w wielu procesach, od korozji metali, przez reakcje zachodzące w bateriach, aż po procesy metaboliczne w organizmach żywych. W tym artykule omówimy, czym są reakcje redoks, jak identyfikować utleniacze i reduktory oraz jak bilansować równania reakcji utleniania i redukcji.

Czym są reakcje utleniania i redukcji?

Reakcje redoks to procesy chemiczne, w których następuje przeniesienie elektronów między reagentami. Składają się one z dwóch połączonych procesów:

Utlenianie – proces, w którym substancja oddaje elektrony (zwiększa swój stopień utlenienia)
Redukcja – proces, w którym substancja przyjmuje elektrony (zmniejsza swój stopień utlenienia)

Aby lepiej zapamiętać te definicje, można posłużyć się akronimem UDER:

Utlenianie to Dodawanie (zwiększanie stopnia utlenienia)
REdukcja to Redukcja (zmniejszanie stopnia utlenienia)

Stopnie utlenienia – przypomnienie

Stopień utlenienia to umowny ładunek przypisany atomowi w związku chemicznym. Aby prawidłowo bilansować reakcje redoks, konieczne jest poprawne określanie stopni utlenienia. Oto najważniejsze zasady:

Stopień utlenienia pierwiastka w stanie wolnym wynosi 0 (np. \(Na^0\), \(O_2^0\), \(Cl_2^0\))
Stopień utlenienia wodoru wynosi zwykle +1, z wyjątkiem wodorków metali, gdzie wynosi -1
Stopień utlenienia tlenu wynosi zwykle -2, z wyjątkiem nadtlenków, gdzie wynosi -1
Suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce obojętnej wynosi 0
Suma stopni utlenienia wszystkich atomów w jonie jest równa ładunkowi jonu

Utleniacz i reduktor – definicje

W reakcji redoks uczestniczą dwa kluczowe składniki:

Utleniacz – substancja, która przyjmuje elektrony i ulega redukcji
Reduktor – substancja, która oddaje elektrony i ulega utlenianiu

Można to zapamiętać za pomocą prostej zasady: utleniacz utlenia (powoduje utlenianie innej substancji), a reduktor redukuje (powoduje redukcję innej substancji).

Nazwa	Co robi?	Co się z nim dzieje?
Utleniacz	Przyjmuje elektrony	Ulega redukcji
Reduktor	Oddaje elektrony	Ulega utlenianiu

Metody bilansowania reakcji redoks

Istnieją dwie główne metody bilansowania reakcji redoks:

Metoda bilansu elektronowego (metoda zmian stopni utlenienia)
Metoda jonowo-elektronowa (metoda półreakcji)

Omówimy obie metody, ale skupimy się głównie na metodzie bilansu elektronowego, która jest bardziej intuicyjna dla początkujących.

Metoda bilansu elektronowego

Metoda ta opiera się na zasadzie, że liczba elektronów oddanych przez reduktor musi być równa liczbie elektronów przyjętych przez utleniacz. Oto krok po kroku procedura bilansowania:

Zapisz równanie reakcji w formie cząsteczkowej
Określ stopnie utlenienia wszystkich atomów
Zidentyfikuj atomy, które zmieniają stopnie utlenienia (utleniacz i reduktor)
Zapisz równania półreakcji utleniania i redukcji
Zrównoważ liczbę elektronów w półreakcjach
Dodaj zbilansowane półreakcje
Zrównoważ pozostałe atomy i ładunki
Sprawdź poprawność zbilansowanego równania

Przykład 1: Bilansowanie prostej reakcji redoks

Zbilansujmy reakcję:

\[ Cu + HNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + NO + H_2O \]

Krok 1: Określamy stopnie utlenienia wszystkich atomów:

\[ \underbrace{Cu^0} + \underbrace{H^{+1}N^{+5}O_3^{-2}} \rightarrow \underbrace{Cu^{+2}(N^{+5}O_3^{-2})_2} + \underbrace{N^{+2}O^{-2}} + \underbrace{H_2^{+1}O^{-2}} \]

Krok 2: Identyfikujemy atomy zmieniające stopnie utlenienia:

Cu: zmiana stopnia utlenienia z 0 na +2 (utlenianie – oddaje 2 elektrony)
N (w HNO₃): zmiana stopnia utlenienia z +5 na +2 (w NO) (redukcja – przyjmuje 3 elektrony)

Krok 3: Zapisujemy półreakcje:

Utlenianie: \( Cu^0 \rightarrow Cu^{+2} + 2e^- \)

Redukcja: \( N^{+5} + 3e^- \rightarrow N^{+2} \)

Krok 4: Zrównoważamy liczbę elektronów:

Najmniejsza wspólna wielokrotność liczb 2 i 3 to 6, więc:

Utlenianie: \( 3(Cu^0 \rightarrow Cu^{+2} + 2e^-) \)

Redukcja: \( 2(N^{+5} + 3e^- \rightarrow N^{+2}) \)

Czyli:

Utlenianie: \( 3Cu^0 \rightarrow 3Cu^{+2} + 6e^- \)

Redukcja: \( 2N^{+5} + 6e^- \rightarrow 2N^{+2} \)

Krok 5: Dodajemy zbilansowane półreakcje:

\[ 3Cu^0 + 2N^{+5} \rightarrow 3Cu^{+2} + 2N^{+2} \]

Krok 6: Uzupełniamy równanie o pozostałe składniki i bilansujemy:

\[ 3Cu + 8HNO_3 \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO + 4H_2O \]

Sprawdźmy, czy równanie jest zbilansowane:

Cu: 3 = 3 ✓
H: 8 = 8 (w 4H₂O) ✓
N: 8 = 6 (w Cu(NO₃)₂) + 2 (w NO) = 8 ✓
O: 24 (w HNO₃) = 18 (w Cu(NO₃)₂) + 2 (w NO) + 4 (w H₂O) = 24 ✓

Przykład 2: Reakcja w środowisku kwasowym

Zbilansujmy reakcję utleniania jonów żelaza(II) przez jony manganianowe(VII) w środowisku kwasowym:

\[ MnO_4^- + Fe^{2+} + H^+ \rightarrow Mn^{2+} + Fe^{3+} + H_2O \]

Krok 1: Określamy stopnie utlenienia:

\[ \underbrace{Mn^{+7}O_4^{-2}} + \underbrace{Fe^{+2}} + \underbrace{H^{+1}} \rightarrow \underbrace{Mn^{+2}} + \underbrace{Fe^{+3}} + \underbrace{H_2^{+1}O^{-2}} \]

Krok 2: Identyfikujemy zmiany stopni utlenienia:

Mn: zmiana z +7 na +2 (redukcja – przyjmuje 5 elektronów)
Fe: zmiana z +2 na +3 (utlenianie – oddaje 1 elektron)

Krok 3: Zapisujemy półreakcje:

Redukcja: \( Mn^{+7} + 5e^- \rightarrow Mn^{+2} \)

Utlenianie: \( Fe^{+2} \rightarrow Fe^{+3} + 1e^- \)

Krok 4: Zrównoważamy liczbę elektronów:

Redukcja: \( Mn^{+7} + 5e^- \rightarrow Mn^{+2} \)

Utlenianie: \( 5(Fe^{+2} \rightarrow Fe^{+3} + 1e^-) \)

Czyli:

Redukcja: \( Mn^{+7} + 5e^- \rightarrow Mn^{+2} \)

Utlenianie: \( 5Fe^{+2} \rightarrow 5Fe^{+3} + 5e^- \)

Krok 5: Dodajemy zbilansowane półreakcje:

\[ Mn^{+7} + 5Fe^{+2} \rightarrow Mn^{+2} + 5Fe^{+3} \]

Krok 6: Uzupełniamy równanie o pozostałe składniki i bilansujemy:

Musimy uwzględnić tlen i wodór:

W MnO₄⁻ mamy 4 atomy tlenu, które muszą przejść do H₂O (4 atomy tlenu = 4 cząsteczki H₂O)

Dla każdej cząsteczki H₂O potrzebujemy 2 atomy H, więc łącznie 8 atomów H (8H⁺)

\[ MnO_4^- + 5Fe^{2+} + 8H^+ \rightarrow Mn^{2+} + 5Fe^{3+} + 4H_2O \]

Sprawdźmy, czy równanie jest zbilansowane:

Mn: 1 = 1 ✓
Fe: 5 = 5 ✓
O: 4 = 4 ✓
H: 8 = 8 ✓
Ładunek: (-1) + 5(+2) + 8(+1) = (+1) + 5(+3) + 0 ✓

Metoda jonowo-elektronowa (metoda półreakcji)

Metoda jonowo-elektronowa jest szczególnie przydatna dla reakcji w roztworach, gdzie reagenty występują w formie jonowej. Metoda ta uwzględnia jony H⁺ i OH⁻ oraz cząsteczki H₂O w półreakcjach.

Podstawowe kroki w metodzie jonowo-elektronowej:

Zapisz równanie w formie jonowej
Rozdziel na półreakcje utleniania i redukcji
Zrównoważ atomy pierwiastków innych niż O i H
Zrównoważ atomy tlenu dodając H₂O
Zrównoważ atomy wodoru dodając H⁺ (w środowisku kwasowym) lub OH⁻ (w środowisku zasadowym)
Zrównoważ ładunki dodając elektrony
Pomnóż półreakcje przez odpowiednie współczynniki, aby liczba elektronów się zgadzała
Dodaj półreakcje i uprość

Przykład 3: Metoda jonowo-elektronowa w środowisku kwasowym

Zbilansujmy tę samą reakcję co w przykładzie 2, ale używając metody jonowo-elektronowej:

\[ MnO_4^- + Fe^{2+} + H^+ \rightarrow Mn^{2+} + Fe^{3+} + H_2O \]

Krok 1: Rozdzielamy na półreakcje:

Redukcja: \( MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+} \)

Utlenianie: \( Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} \)

Krok 2: Bilansujemy półreakcję redukcji:

Bilansujemy tlen dodając H₂O: \( MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O \)

Bilansujemy wodór dodając H⁺: \( MnO_4^- + 8H^+ \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O \)

Bilansujemy ładunek dodając elektrony: \( MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O \)

Krok 3: Bilansujemy półreakcję utleniania:

Bilansujemy ładunek: \( Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^- \)

Krok 4: Zrównoważamy liczbę elektronów:

Redukcja: \( MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O \)

Utlenianie: \( 5(Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-) \)

Czyli:

Redukcja: \( MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O \)

Utlenianie: \( 5Fe^{2+} \rightarrow 5Fe^{3+} + 5e^- \)

Krok 5: Dodajemy półreakcje:

\[ MnO_4^- + 8H^+ + 5Fe^{2+} \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O + 5Fe^{3+} \]

Co daje nam to samo zbilansowane równanie co w przykładzie 2.

Reakcje redoks w środowisku zasadowym

Bilansowanie reakcji redoks w środowisku zasadowym wymaga dodatkowego kroku – uwzględnienia jonów OH⁻ zamiast H⁺. Najłatwiej jest najpierw zbilansować reakcję w środowisku kwasowym, a następnie dodać odpowiednią ilość jonów OH⁻ do obu stron równania.

Przykład 4: Reakcja w środowisku zasadowym

Zbilansujmy reakcję utleniania jonów chromu(III) do chromianu(VI) przez nadtlenek wodoru w środowisku zasadowym:

\[ Cr(OH)_3 + H_2O_2 + OH^- \rightarrow CrO_4^{2-} + H_2O \]

Krok 1: Określamy stopnie utlenienia:

\[ \underbrace{Cr^{+3}(OH)_3} + \underbrace{H_2^{+1}O_2^{-1}} + \underbrace{OH^-} \rightarrow \underbrace{Cr^{+6}O_4^{2-}} + \underbrace{H_2^{+1}O^{-2}} \]

Krok 2: Identyfikujemy zmiany stopni utlenienia: