Bilansowanie reakcji redoks

Bilansowanie równań reakcji utleniania-redukcji

Uzupełnianie produktów i dobieranie współczynników stechiometrycznych reakcji jest zadaniem koniecznym, ale często trudnym. Szczególnie w reakcjach utleniania-redukcji. Zadanie to często sprawia moim uczniom kłopoty, zwłaszcza w przypadku złożonych reakcji.

W jednym z pierwszych wydań „Kuriera Chemicznego” dr Witold Mizerski zaprezentował inny sposób bilansu reakcji, polegający na dopisywaniu reagentów.

Pomysł jest może sztuczny, ale dobrze sprawdza się w bilansowaniu reakcji utleniania związków organicznych, zachodzących w roztworach wodnych. Sposób dopisywania reagentów nie wymaga znajomości stopni utlenienia reagentów, nie boryka się z pojęciem formalnego stopnia utlenienia atomów węgla.

Jeśli nie spotkaliście się z nim, to zapraszam do jego zastosowania.

Na początek poznajmy reguły:

1. dzielimy zapis reakcji na dwie reakcje połówkowe – niezbędna jest tu umiejętność wyróżnienia utleniacz i reduktora;

2. uzgadniamy niemetale – niemetal nie oznacza tu tlenu i wodoru!

3. uzgadniamy metale;

4. po tej stronie reakcji, w której jest za mało atomów tlenu, dopisujemy je w postaci cząsteczek H₂O;

5. po tej stronie reakcji, w której jest za mało atomów wodoru, dopisujemy właściwą liczbę jonów H⁺;

6. obliczamy sumy ładunków po obu stronach równania i wyrównujemy je poprzez dopisanie odpowiedniej liczby elektronów (pamiętamy, że elektron ma ładunek (-));

7. czynności od reguły 1 do 6 wykonujemy teraz na drugiej reakcji połówkowej;

8. sprawdzamy, czy w obu tych reakcjach liczby elektronów są jednakowe. Jeśli nie, to mnożymy je przez odpowiednie liczby, by ilość elektronów była jednakowa. Po tej czynności dodajemy stronami obie reakcje;

9. sprawdzamy, co da się uprościć;

10. jeśli wiadomo, że reakcja przebiega w roztworze obojętnym lub zasadowym, a po lewej stronie równania obecne są jony H⁺, to usuwamy je, dodając do obu stron równania taką liczbę jonów OH^-, by po lewej stronie związać wszystkie jony H⁺ i utworzyć cząsteczki H₂O.

By sprawdzić ten sposób bilansowania reakcji, rozważę teraz dwa przykłady.

Przykład 1

Reakcja utleniania etanolu z pomocą nadmanganianu potasu KMnO₄ w środowisku kwaśnym.

Trzeba wiedzieć, że w trakcie takiej reakcji jony MnO₄^- ulegają redukcji do jonów Mn²⁺.

Pierwszą z reakcji połówkowych zapisujemy:

MnO₄^- à Mn²⁺

Zgodnie z regułami 2 i 3 uzgadniamy najpierw mangan – po obu stronach jest tyle samo. Teraz tlen – reguła 3 każe dopisać tyle cząsteczek wody, by po obu stronach było po cztery atomy tlenu:

MnO₄^- à Mn²⁺ + 4 H₂O

Tlen uzgodniony, ale z wodorem nie jest dobrze – zgodnie z regułą 5 dopisujemy po lewej stronie właściwą liczbę jonów H⁺:

MnO₄^- + 8 H⁺ à Mn²⁺ + 4 H₂O

Przystąpmy teraz do policzenia ładunków. Po lewej stronie jest (-1) + 8(+1) = +7. Po prawej mamy (+2). Nie zgadza się, więc wyrównujemy liczbę ładunków, dopisując 5 elektronów po lewej stronie:

MnO₄^- + 8 H⁺ + 5e^- à Mn²⁺ + 4 H₂O

Pierwsza reakcja połówkowa zapisana.

Druga reakcja połówkowa wymaga znajomości schematu:

Alkohol à Kwas

CH₃CH₂OH à CH₃COOH

Policzmy ilość węgla (reguła 2) – po obu stronach taka sama ilość.

Metali nie ma, więc uzgadniamy ilość tlenu (reguła 4) – po lewej stronie trzeba dopisać wodę:

CH₃CH₂OH + H₂O à CH₃COOH

Tlen już OK! Zabierzmy się za wodór – zgodnie z regułą 5 dopisujemy jony H⁺po prawej stronie:

CH₃CH₂OH + H₂O à CH₃COOH + 4H⁺

Wyrównajmy ładunki z pomocą elektronów:

CH₃CH₂OH + H₂O à CH₃COOH + 4H⁺ + 4e^-

Druga reakcja połówkowa jest teraz gotowa.

Czas na regułę 8:

- wyrównujemy liczby elektronów w reakcjach połówkowych, mnożąc je przez odpowiednie liczby:

MnO₄^- + 8 H⁺ + 5e^- à Mn²⁺ + 4 H₂O / 4

CH₃CH₂OH + H₂O à CH₃COOH + 4H⁺ + 4e^- / 5

- dodajemy reakcje stronami:

4MnO₄^- + 32 H⁺ + 20e^- + 5CH₃CH₂OH + 5H₂O à 4Mn²⁺ + 16 H₂O + 5CH₃COOH + 20H⁺ + 20e^-

Porządkujemy równanie zgodnie z regułą 9 – redukujemy jony wodorowe po stronie prawej i cząsteczki wody po lewej:

4MnO₄^- + 12 H⁺ + 5CH₃CH₂OH à 4Mn²⁺ + 11 H₂O + 5CH₃COOH

Bilans reakcji wykonany!

Przykład 2.

Reakcja utleniania etylenu nadmanganianem potasu w środowisku zasadowym.

Schemat reakcji połówkowej utleniacza:

MnO₄^- à MnO₄^2-

Reguła 2: brak niemetali

Reguła 3: jeden atom manganu po obu stronach

Reguła 4: ilość tlenu jednakowa

Reguła 6: wyrównujemy ładunki elektronami:

MnO₄^- + e^- à MnO₄^2-

Reakcja dla reduktora:

CH₂= CH₂ à CH₂OH - CH₂OH

Reguła 2: liczba atomów węgla po obu stronach – jednakowa

Reguła 4: wyrównujemy liczbę atomów tlenu:

CH₂= CH₂ + 2H₂O à CH₂OH - CH₂OH

Reguła 5: teraz wodór:

CH₂= CH₂ + 2H₂O à CH₂OH - CH₂OH + 2 H⁺

Reguła 6: wyrównujemy ładunki:

CH₂= CH₂ + 2H₂O à CH₂OH - CH₂OH + 2 H⁺ + 2 e^-

Reakcje połówkowe gotowe!

Przed dodaniem ich stronami wyrównajmy elektrony:

2MnO₄^- + 2e^- à 2MnO₄^2-

CH₂= CH₂ + 2H₂O à CH₂OH - CH₂OH + 2 H⁺ + 2 e^-

Wynik ich dodawania:

2MnO₄^- + 2e^- + CH₂= CH₂ + 2H₂O à2MnO₄^2- + CH₂OH - CH₂OH + 2H⁺ + 2 e^-

Wiedząc, że jony MnO₄^- redukują się do jonów MnO₄^2-w środowisku zasadowym, stwierdzamy, że obecność jonów wodorowych ni jest możliwa w tej reakcji. Dopisujemy więc po obu stronach po dwa jony wodorotlenowe OH^-, by związać jony H⁺ w cząsteczki wody:

2MnO₄^- + 2e^- + CH₂= CH₂ +2H₂O + 2OH^- à2MnO₄^2- + CH₂OH - CH₂OH + 2H₂O + 2 e^-

Stosujemy regułę 9 i upraszczamy elektrony i cząsteczki wody:

2MnO₄^- + CH₂= CH₂ + 2OH^- à2MnO₄^2- + CH₂OH - CH₂OH

Pełen sukces!

Przedstawioną powyżej metodę dobierania współczynników stechiometrycznych w reakcjach redoks stosuję z powodzeniem od dziesięciu lat do rozwiązywania zadań konkursowych i olimpijskich podczas pracy z uczniami zdolnymi na zajęciach koła chemicznego. Przydatna jest zwłaszcza wówczas, gdy nie jest oczywisty stopień utlenienia pierwiastków w reakcjach redoks z udziałem związków organicznych.

powrót