Dobijamy do brzegu! Podsumujmy to, co już potrafimy :

1. Wiemy jak rozpoznać reakcje redoks i że są nam do tego potrzebne stopnie utlenienia
2. Potrafimy też przewidzieć produkty reakcji z manganem i chromem.

1. Reakcje połówkowe

Zaczynamy od prostej reakcji :

Al + Cu²⁺ ⟶ Al³⁺ + Cu

Ustaliliśmy już, że glin się utlenia i jest reduktorem, a miedź się redukuje, zatem sama jest utleniaczem (patrz tutaj).

Właśnie te reakcje w ramkach z uwzględnieniem elektronów to jest ten klucz do bilansowania reakcji redoks! Można powiedzieć, że rozbijamy całą reakcję na dwie części (połówki) i faktycznie to się tak nazywa – to są reakcje połówkowe.

Zawsze jedna reakcja połówkowa będzie przedstawiać utlenianie, a druga redukcję. I również na maturze, będzie trzeba takie połówkowe reakcje odpowiednio wpisać. Tego się nauczymy w następnym poście, a teraz poznamy metodę uproszczoną.

2. Bilansowanie reakcji redoks − metoda uproszczona

To co jest oczywiste, to fakt, że w ostatecznym równaniu reakcji nie występują żadne elektrony – są tylko atomy/jony glinu oraz miedzi. Kiedy jednak rozpisaliśmy sobie reakcje połówkowe (te z elektronami) to liczba elektronów się nie zgadzała. Wygląda na to, jakby glin oddał (pozbył się) swoich trzech elektronów, a wybredna miedź przyjęła tylko dwa z nich.

To się nam jednak nie zgadza, bo zostałby jeden zagubiony elektron, który w takim razie pojawiłby się w ostatecznym równaniu reakcji. Widzimy to poniżej :

Celem bilansu jest takie dobranie liczby glinu oraz miedzi (czyli naszych utleniaczy/reduktorów), aby na sam koniec elektronów nie było – mówiąc potocznie, powinny się one ,,skasować”.

Glin oraz miedź muszą się zatem ze sobą dogadać i tak uzgodnić pomiędzy sobą tą wymianę, aby nie walały się żadne samotne elektrony. Skoro nie da się tego załatwić pomiędzy jednym glinem i jedną miedzią, to najwidoczniej potrzeba ich więcej. Zobaczmy :

Poniżej ponownie pokazane sumowanie obu reakcji połówkowych, ale już z uwzględnieniem faktu, że mają być dwa jony miedzi oraz trzy atomy glinu. Inaczej mówiąc, pierwszą reakcję połówkową pomnożyliśmy razy dwa, a drugą razy trzy.

Słuchaj, jeszcze jedna sprawa jest. Porozmawiajmy o ,,konwencji”. Wydawałoby się, że to nowe słowo, ale już je znasz. Konwencją jest np. to, że czytamy od lewej do prawej strony. Jest to zatem coś umownego, co chociażby widać po Chińczykach, którzy w tym aspekcie się z nami nie zgadzają i czytają od prawej do lewej.

Więc jeszcze raz zobaczmy jak bilansować reakcje redoks :

Więc konwencją w reakcja połówkowych jest to, aby zapisywać je zawsze jako dodawanie elektronów. Chodzi o to, aby elektrony były po obu stronach reakcji (kiedy już zsumujemy reakcje połówkowe) się skróciły, bo przecież ich w ostatecznym równaniu reakcji redoks nie ma.

A czy można by pomnożyć te reakcje z miedzią i glinem przez 6 oraz 4, zamiast przez 3 oraz 2? Dobre pytanie^[1].

Zatem widzimy już algorytm, według którego będziemy postępować :

Krok 1	Najpierw należy ustalić co się utlenia, a co się redukuje.
Krok 2	Należy podzielić reakcję redoks na dwie reakcje połówkowe – utleniania oraz redukcji. Pamiętaj, aby reakcje zapisać tylko z ,,dodawaniem elektronów”.
Krok 3	Mnożymy obie reakcje połówkowe przez takie cyfry, żeby liczba elektronów w obu równaniach była taka sama. Nie zawsze trzeba będzie ten krok wykonywać[2].
Krok 4	Sumujemy obie reakcje połówkowe niczym układ równań z matmy.

No dobrze, powinny narodzić się w tym momencie dwa pytania. Co jeżeli mamy reakcję zapisaną w formie cząsteczkowej? Bo na razie rozpatrywaliśmy reakcje przedstawione w formie jonowej, np. :

Al + Cu²⁺ ⟶ Al³⁺ + Cu

Co wtedy zrobić? Generalnie to… nic! Przecież jeżeli masz reakcję zapisaną w formie cząsteczkowej, to możesz ją przekształcić do postaci jonowej i tyle.

Al + Cu²⁺ ⟶ Al³⁺ + Cu ⇒ Al + CuCl₂  ⟶ AlCl₃ + Cu

Drugie pytanie jakie może się pojawić to co zrobić w trudniejszych reakcjach^[3]? Weźmy jakąś reakcję z manganem :

 MnO₄^ー  +  NO₂^ー  +  OH^ー  ⟶ MnO₄^2ー + NO₃^ー  + H₂O

Wówczas skupiamy się tylko na stopniach utlenienia, które zapisujemy sobie u góry danego pierwiastka, który ulega redukcji/utlenieniu. Zatem tutaj mangan redukuje się ze stopnia +VII do +II, natomiast azot utlenia się ze stopnia +III do +V. Nasze reakcje połówkowe wyglądałyby tak :

Mn^(VII) + 1e^ー ⟶ Mn^(VI) lub jeśli Ci wygodniej to : Mn⁷⁺ + 1e^ー ⟶ Mn⁶⁺

N^(III) ⟶ N^(V) + 2e^ー lub jeśli Ci wygodniej to : N³⁺ ⟶ N⁵⁺ + 2e^ー

Żeby uzgodnić elektrony, należy pierwszą reakcję pomnożyć przez 2, a drugą przez 1. Stawiamy przed azotami piątki, a przed manganami dwójki, otrzymując :

2MnO₄^ー  +  NO₂^ー  +  OH^ー  ⟶ 2MnO₄^2ー + NO₃^ー  + H₂O

Dopisanie pozostałych cyferek jest już łatwe. Możemy na przykład obliczyć ładunek po prawej stronie, który wynosi 5 minus, a po lewej wynosi on na razie 4 minus, zatem potrzeba jeszcze ,,dwóch minusów”, czyli dajemy dwójkę przed OH^ー. Wtedy liczba wodorów się zgadza po obu stronach, więc po prawej przed wodą już nic nie piszemy.

2MnO₄^ー  +  NO₂^ー  +  2OH^ー  ⟶ 2MnO₄^2ー + NO₃^ー  + H₂O

---

^[1] Oczywiście, że można. Takie mnożenie też spowoduje, że liczba elektronów będzie taka sama, więc osiągniemy efekt – reakcja będzie zbilansowana, a w równaniu ostatecznym nie będzie elektronów, bo się skrócą. Po prostu zamiast zbilansowanego równania, gdzie mnożyliśmy przez 2 oraz 3 :

2Al + 3Cu²⁺ ⟶ 2Al³⁺ + 3Cu

Otrzymamy równanie :

4Al + 6Cu²⁺ ⟶ 4Al³⁺ + 6Cu

I znów sięgamy do konwencji. Przyjęło się, że reakcje bilansujemy tak, aby te cyferki (współczynniki stechiometryczne) były jak najmniejszymi liczbami całkowitymi. Więc te czwórki oraz szóstki powinniśmy po prostu skrócić do dwójek i trójek, otrzymując pierwotną reakcję. Wyszło zatem na to samo.

^[2] Weźmy na przykład reakcję znaną z ogniwa Daniella :

Cu²⁺ + Zn ⟶ Cu  + Zn²⁺

Rozpisując reakcje połówkowe :

Widzimy, że liczba elektronów już nam się zgadza i nie ma potrzeby tej liczby zmieniać.

^[3] Uwaga, uwaga. To jest zapis uproszczony, który nie jest punktowany na maturze. Na maturze poprzez odpowiednie polecenia zawsze jest wymuszone pisanie reakcji połówkowych, co tak naprawdę nauczymy się w następnym poście. Po co to w takim razie?

Być może czasem nie będziesz potrafić napisać pełnych reakcji połówkowych, podczas gdy metodą uproszczoną udałoby Ci się zbilansować reakcje. Zawsze to jeden punkt za poprawny bilans. Co więcej, następne zadania na maturze mogłyby dotyczyć stechiometrii właśnie takiej reakcji. Jeśli będziesz mieć ją poprawnie zbilansowaną, to przynajmniej zrobisz takie zadanie bezbłędnie.