1. Czy bilansujesz redoksy na podstawie stopni utlenienia ?

Mam nadzieję, że jesteś już co najwyżej ,,mądrym Polakiem po szkodzie” (zadanej w szkole!) i potrafisz już poprawnie bilansować reakcje redoks, używając obiektywnie najlepszej, bo uniwersalnej metody.

Metoda, której uczą zwykle w szkołach (ja też niestety przez to musiałem kiedyś przejść) opiera się na stopniach utlenienia. To znaczy, że najpierw trzeba trzeba je przypisać i wtedy na tej podstawie ustalić ile elektronów trzeba dodać w równaniu połówkowym. I tutaj mamy tą różnicę! W uniwersalnej metodzie bilansowania reakcji redoks, elektrony dodajemy na samym końcu!

Zatem przykładowo dla takiej reakcji, którą mamy za zadanie zbilansować :

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

(redukcja) : MnO₄^ー  ⟶ MnO₄^2ー

(utlenianie) : NO₂^ー  ⟶ NO₃^ー

Teraz trzeba było przypisać stopnie utlenienia do pierwiastków, żeby wiedzieć ile elektronów dodać . Mangan redukuje się ze stopnia utlenienia (+VII) na (+VI), więc dodajemy jeden elektron. Azot utlenia się ze stopnia (+III) do stopnia (+V), więc będziemy dodawać dwa elektrony (po drugiej stronie już).

MnO₄^ー  + 1e^ー ⟶ MnO₄^2ー

NO₂^ー  ⟶ NO₃^ー + 2e^ー

Ok, teraz pewnie wiele osób zapyta : ,,I co z tego” ? Przecież to jest dobrze, ostatecznie uda się to zbilansować^[1]!

Zgadza się, to jakby nie patrzeć jest (szkolna) metoda bilansu, więc ona działa. Problem tylko, że nie zawsze! Są dwa główne przypadki, kiedy tą metodą daleko nie zajdziecie.

2. Ułamkowe elektrony ?

Zapraszam do zbilansowania takiej reakcji :

Fe₂SiO₄ + H₂O ⟶ Fe₃O₄ + SiO₂ + H₂

Interesuje nas konkretnie reakcja połówkowa z żelazem, które ze stopnia utlenienia +II w substracie Fe₂SiO₄ przechodzi w… no właśnie, co?!

Fe²⁺  ⟶ Fe₃O₄

No dobra, bez paniki. Tlen ma stopień utlenienia równy (−II), więc mamy łącznie osiem minusów, więc tyle samo musi być plusów (jeśli nie wiesz o co chodzi, to zapraszam na post, w którym przypisujemy stopnie utlenienia). Skoro trzy atomy żelaza mają mieć łącznie ładunek +8, to oznacza, że jeden atom żelaza ma stopień utlenienia równy… +8/3 . No niefajnie! To co z tym w ogóle zrobić? Dodawać w reakcji jakieś ułamkowe elektrony??

A uniwersalna metoda radzi sobie tutaj bez żadnego problemu (zbilansujemy tylko tą jedną reakcję połówkową). Zaczynamy od zbilansowania atomów żelaza, a następnie tlenu dodając cztery cząsteczki wody po lewej stronie :

3Fe²⁺  + 4H₂O ⟶ Fe₃O₄

Następnie bilansujemy atomy wodoru dodając po prawej stronie 8 jonów H⁺ :

3 Fe²⁺  + 4H₂O ⟶ Fe₃O₄ + 8H⁺

I dopiero teraz bilansujemy ładunek reakcji, dodając 2 elektrony po prawej stronie :

3Fe²⁺  + 4H₂O ⟶ Fe₃O₄ + 8H⁺ + 2e^ー

Czyli jak widzimy, obyło się bez żadnych ułamkowych elektronów!

3. Zbyt mała wiedza ?

Czasami jest po prostu tak, że mamy zbyt małą wiedzę o danym związku chemicznym. Weźmy taki tiosiarczan sodu o wzorze Na₂S₂O₃ , który pewnie wydaje Ci się ,,dziwny” , a w rzeczywistości to niezwykle ważny i często pojawiający się reagent, używany w chemii analitycznej do np. miareczkowania jodu.

No dobra, jeśli rozłożyć by ten związek na części pierwsze, to klasycznie sód ma stopień utleniania +I, tlen −II . Czyli mamy sześć minusów od tlenu, dwa plusy od sodu, zatem te dwie siarki muszą dawać łącznie cztery plusy, zatem każda daje dwa plusy. Czyli stopień utlenienia siarki tutaj wynosi +II.

A jak brzmi prawdziwa odpowiedź^[2]? Siarka ma tutaj stopień utlenienia +VI oraz −II ! Jak to, możliwe!? Zobacz, że wszystko tutaj gra, bo siarka dalej łącznie daje cztery plusy (6 − 2 = 4). Dwa atomy siarki są kompletnie różne (powiedzielibyśmy ładnie : nierównocenne), co dobrze widać, kiedy zobaczymy wzór elektronowy tej cząsteczki :

4. A jeszcze związki organiczne!

Jakby tego było mało, do tego wszystkiego dochodzą jeszcze związki organiczne. Jakie tam czekają na nas problemy?

➦ Po pierwsze, będąc w I czy II klasie nie lubimy związków organicznych nawet dla zasady! Nie było ich jeszcze w szkole, nie wiemy o co tam chodzi, więc automatycznie bilansowanie tego staje się trudniejsze.

➦ Jednak i tak problem z nimi jest poważniejszy! Nie do końca wiadomo, jak przypisywać tam stopnie utlenienia! A używając metody uniwersalnej na wszystko możesz mieć wylane! Redoksy same się rozwiązują, elektrony dodajemy na końcu, nie musimy się martwić żadnymi tam stopniami utlenienia! A my przecież musimy dążyć do tego, żeby było nam łatwiej, a nie trudniej, tu się chyba zgodzimy, co?

5. A może to Twój początek czegoś większego?

Bilansowanie reakcji redoks to umiejętność, na której można zbić masę punktów na Olimpiadzie Chemicznej. W ostatniej, 68. edycji na I etapie za zbilansowanie redoksów można było zgarnąć aż 8 punktów, gdzie 50 punktów (na 100) wystarczyło do kwalifikacji dalej. To pokazuje, że OlChem wcale nie jest dla ,,niesamowitych mózgów”, a wymaga jedynie poznania kilku nowych trików i głębszego spojrzenia na te same zagadnienia, które już znasz.

Bo redoksy znasz, tylko problem mieliśmy w tym, że w szkole źle uczą tych redoksów.

Tutaj możesz obejrzeć moje spojrzenie na reakcje redoks.

---

^[1] Metoda szkolna ma jeszcze przede wszystkim taki minus, że jest obiektywnie trudniejsza. Po pierwsze , uczniowie często nie mogą pojąć koncepcji dodawania (ujemnych) elektronów i często dodają je po złej stronie. Nieprzypadkowo redoksy to temat zmora, który sieje zamęt nawet nie tylko wśród licealistów, ale także studentów!

Często problem sprawia też taka reakcja połówkowa z chromem :

Cr₂O₇^2ー + 6e^ー ⟶ 2Cr³⁺

Czy napisałeś, że dla reakcji z chromem potrzebne są trzy elektrony? To częsty błąd. Najpierw należy zbilansować w tym przypadku atomy chromu, więc przed jonem Cr³⁺ trzeba dać dwójkę. Jednak o wiele lepiej obrazuje to ten schemat :

Z perspektywy nauczyciela naprawdę trzeba się więcej nauczyć, aby nauczyć uczniów gorszą metodą.. Ale jednak notorycznie ma to miejsce.

^[2] To w rzeczywistości dość śliski temat, bo można znaleźć także informacje dotyczące stopniach utlenienia równych +V oraz − I (źródło).