Redoks — obliczenia jedno pod drugim

Krótka i praktyczna lekcja — z zasadami, przykładami i ćwiczeniami

1. Wprowadzenie — co to są stopnie utleniania?

Stopień utleniania (liczba utlenienia) to formalny ładunek przypisany atomowi w związku chemicznym, przy założeniu, że elektrony w wiązaniach tworzone są przez atomy o większej elektroujemności. Stopnie utleniania pomagają śledzić przepływ elektronów w reakcjach (np. reakcjach redoks — utleniania i redukcji).

2. Podstawowe reguły ustalania stopni utleniania

Atom pierwiastka w stanie wolnym (np. O₂, H₂, N₂, Fe (metaliczny)) ma stopień utleniania 0.
Dla jonów prostych stopień utleniania = ładunek jonu (np. Na⁺ → +1, Cl⁻ → −1).
W związkach: H najczęściej +1 (w wodorotlenkach i większości związków); wyjątek: w związkach z metalami (hydridy) H ma −1.
O najczęściej −2 (wyjątki: nadtlenki O₂²⁻ → −1; związki z F → O może mieć inny stopień).
Fluor (F) zawsze −1 w związkach.
Suma stopni utleniania wszystkich atomów w obojętnym związku = 0; w kationie/anionie = ładunek jonowy.
Metale alkaliczne (Li, Na, K) w związkach mają zwykle +1; metale ziem alkalicznych (Mg, Ca) zwykle +2.

3. Przykładowe obliczenia stopni utleniania

H₂O

H = +1 (każdy), O = ? Suma = 0 → 2·(+1) + x = 0 → x = −2 → O = −2

KMnO₄ (w roztworze obojętnym/zasadowym)

K = +1, O = −2 × 4 = −8; suma = 0 → +1 + x + (−8) = 0 → x = +7 → Mn = +7

FeCl₃

Cl = −1 (każdy), suma = 0 → x + 3·(−1) = 0 → x = +3 → Fe = +3

4. Co to jest utlenianie i redukcja?

Utlenianie — proces, w którym atom/związek traci elektrony (jego stopień utleniania rośnie). Redukcja — proces, w którym atom/związek zyskuje elektrony (jego stopień utleniania maleje).

Reakcja redoks wymaga jednoczesnego utleniania i redukcji: elektron(ów) oddane przez jedną substancję są przyjmowane przez drugą.

5. Schemat metody (prosty sposób na analizę reakcji redoks)

Przypisz stopnie utleniania wszystkim atomom w reagentach i produktach.
Zidentyfikuj atomy, których stopnie utleniania się zmieniły.
Określ, który atom się utlenił (↑ stopień utleniania) i który się zredukował (↓).
Zbilansuj liczbę elektronów (możesz użyć metody równań półreakcji w roztworze kwaśnym/zasadowym lub prostszej metody liczb elektronów dla reakcji w fazie gazowej/ciała stałego).

6. Przykłady reakcji redoks — objaśnienia krok po kroku

Przykład A: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
Stopnie utleniania: Zn(0) → Zn(+2) (utlenianie: traci 2 e⁻). Cu(+2) → Cu(0) (redukcja: zyskuje 2 e⁻).

Przykład B: 2 Fe + 3 Cl₂ → 2 FeCl₃
Fe(0) → Fe(+3) (utlenianie, 3 e⁻ każdy Fe). Cl₂(0) → 2·Cl(−1) (redukcja, każdy Cl zyskuje 1 e⁻).

Przykład C (reakcja jonowa, utlenianie manganu):
MnO₄⁻ (Mn +7) → Mn²⁺ (Mn +2) — w środowisku kwaśnym: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O (redukcja, Mn pobiera elektrony).

Ćwiczenia i zadania

1. Wyznacz stopnie utleniania w H₂SO₄

2. W reakcji: Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag — kto utlenia się, kto redukuje się?

3. Wyznacz stopień utleniania S w SO₃ i w SO₄²⁻

4. Zbilansuj prostą reakcję redoks: Fe²⁺ + MnO₄⁻ → Fe³⁺ + Mn²⁺ (w środ. kwaśnym)

5. Podaj przykład reakcji spalania, określ kto się utlenił, a kto zredukował.

Przykładowe odpowiedzi (do sprawdzenia)

1. H₂SO₄: H = +1 (2·+1 = +2), O = −2 (4·−2 = −8). S = ? → suma 0 → S = +6.

2. Cu(0) → Cu(+2) — Cu utlenia się (oddaje e⁻). Ag(+1) → Ag(0) — Ag się redukuje (przyjmuje e⁻).

3. SO₃: O = −2·3 = −6 → S = +6. SO₄²⁻: suma = −2 → 4·(−2) = −8, x + (−8) = −2 → x = +6. (w obu: S = +6)

4. Krótka metoda (półreakcje, w środowisku kwaśnym):

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻
MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O
Pomnóż pierwszą przez 5 i zsumuj: 5 Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8 H⁺ → 5 Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4 H₂O

5. Spalanie CH₄: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. C: −4 → +4 (utlenia się). O₂: 0 → −2 (redukuje się).

Zobacz przykłady i objaśnienia

Wskazówki praktyczne

Przy ćwiczeniu stopni utleniania zacznij od atomów o znanych regułach (F = −1, H = +1, O = −2), potem oblicz pozostałe.
W reakcjach redoks zawsze szukaj zmian w stopniach utleniania — to sygnał przepływu elektronów.
Do bilansowania wielu reakcji redoks używaj metody półreakcji (szczególnie w roztworach kwaśnych/zasadowych).
Ćwicz na prostych przykładach (metale + jony, spalanie węgla/ węglowodorów, reakcje z KMnO₄ lub K₂Cr₂O₇).

Zasada — jak zapisywać półreakcje jedna pod drugą

W poniższych przykładach każda linia ma maksymalnie jedno wystąpienie znaku =. Dzięki temu łatwo widać, co wynika z czego, a obliczenia są czytelne (np. do wydruku lub kopiowania do zadania).

Uwaga: znak równości użyty jest do pokazania schematu 'wyrażenie = wartość' i nie łączymy w jednej linii kilku równań / przekształceń.

1) Prosty przykład: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

Utlenianie:
Zn  →  Zn²⁺  +  2 e⁻

Redukcja:
Cu²⁺  +  2 e⁻  →  Cu

Wynik (po zsumowaniu półreakcji — elektrony się skrócą):

Pełna reakcja:
Zn  +  Cu²⁺  →  Zn²⁺  +  Cu

2) Reakcja: 2 Fe + 3 Cl₂ → 2 FeCl₃ — rozpisanie

Utlenianie (Fe):
Fe  →  Fe³⁺  +  3 e⁻

Redukcja (Cl₂):
Cl₂  +  2 e⁻  →  2 Cl⁻

Aby wyrównać elektrony (najmniejsza wspólna wielokrotność 3 i 2 = 6):

Utlenianie x2:
2 Fe  →  2 Fe³⁺  +  6 e⁻

Redukcja x3:
3 Cl₂  +  6 e⁻  →  6 Cl⁻

Po zsumowaniu:
2 Fe  +  3 Cl₂  →  2 Fe³⁺  +  6 Cl⁻

Zapis jonowy → złączamy Fe³⁺ i Cl⁻:
2 Fe  +  3 Cl₂  →  2 FeCl₃

3) Przykład z permanganianem w środowisku kwaśnym

Redukcja MnO₄⁻ do Mn²⁺ (półreakcja) — linia po linii:

Półreakcja (redukcja):
MnO₄⁻  +  8 H⁺  +  5 e⁻  →  Mn²⁺  +  4 H₂O

Przykładowe utlenianie jonu Fe²⁺:

Fe²⁺  →  Fe³⁺  +  e⁻

Wyrównujemy elektrony (mn = 5):

Utlenianie x5:
5 Fe²⁺  →  5 Fe³⁺  +  5 e⁻

Dodajemy półreakcje:
MnO₄⁻  +  8 H⁺  +  5 e⁻  +  5 Fe²⁺  →  Mn²⁺  +  4 H₂O  +  5 Fe³⁺

Możemy to zapisać bardziej czytelnie (ten sam zapis, linia ma tylko jedno =):

Zbilansowana reakcja (w środowisku kwaśnym):
MnO₄⁻  +  5 Fe²⁺  +  8 H⁺  →  Mn²⁺  +  5 Fe³⁺  +  4 H₂O

4) Spalanie metanu — kto się utlenił, kto się zredukował?

Reakcja:
CH₄  +  2 O₂  →  CO₂  +  2 H₂O

Stopnie utleniania (skrót):
C w CH₄  =  -4
C w CO₂   =  +4
O w O₂    =   0
O w CO₂   =  -2

Wniosek:
C  -4  →  +4   (C się utlenia)
O   0  →  -2   (O się redukuje)

Kopiuj i ćwicz

5) Reakcja: Mg + 2 HCl → MgCl₂ + H₂

Utlenianie (Mg):
Mg  →  Mg²⁺  +  2 e⁻

Redukcja (H⁺):
2 H⁺  +  2 e⁻  →  H₂

Zsumowanie:
Mg  +  2 H⁺  →  Mg²⁺  +  H₂

Po połączeniu jonów Mg²⁺ i Cl⁻ mamy pełną reakcję: Mg + 2 HCl → MgCl₂ + H₂.

6) Reakcja sodu z chlorem: 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl

Utlenianie (Na):
Na  →  Na⁺  +  e⁻

Redukcja (Cl₂):
Cl₂  +  2 e⁻  →  2 Cl⁻

Po dopasowaniu elektronów:
2 Na  →  2 Na⁺  +  2 e⁻
Cl₂   +  2 e⁻  →  2 Cl⁻

Po zsumowaniu:
2 Na  +  Cl₂  →  2 Na⁺  +  2 Cl⁻

Łączymy Na⁺ i Cl⁻ → tworzą NaCl.

7) Reakcja tlenku miedzi(II) z wodorem: CuO + H₂ → Cu + H₂O

Utlenianie (H₂):
H₂  →  2 H⁺  +  2 e⁻

Redukcja (CuO):
Cu²⁺  +  2 e⁻  →  Cu

Połączenie jonów H⁺ z O²⁻:
O²⁻  +  2 H⁺  →  H₂O

Pełna reakcja:
CuO  +  H₂  →  Cu  +  H₂O

Wodór się utlenia, miedź z tlenku – redukuje.

8) Dichromian w środowisku kwaśnym: Cr₂O₇²⁻ → Cr³⁺

Półreakcja redukcji:
Cr₂O₇²⁻  +  14 H⁺  +  6 e⁻  →  2 Cr³⁺  +  7 H₂O

Przykład utleniania (Fe²⁺):
Fe²⁺  →  Fe³⁺  +  e⁻

Utlenianie ×6:
6 Fe²⁺  →  6 Fe³⁺  +  6 e⁻

Po zsumowaniu:
Cr₂O₇²⁻  +  6 Fe²⁺  +  14 H⁺  →  2 Cr³⁺  +  6 Fe³⁺  +  7 H₂O

Chrom się redukuje, żelazo utlenia.

9) Reakcja glinu z tlenem: 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃

Utlenianie (Al):
Al  →  Al³⁺  +  3 e⁻

Redukcja (O₂):
O₂  +  4 e⁻  →  2 O²⁻

Dopasowanie elektronów:
Utlenianie ×4:
4 Al  →  4 Al³⁺  +  12 e⁻

Redukcja ×3:
3 O₂  +  12 e⁻  →  6 O²⁻

Po zsumowaniu:
4 Al  +  3 O₂  →  4 Al³⁺  +  6 O²⁻

Po połączeniu Al³⁺ + O²⁻ powstaje Al₂O₃.

Chcesz bym zrobił to inaczej?

Mogę:

zmienić wygląd bloku <pre> (np. jasne tło),
dodać więcej przykładów z wyliczeniami jedno pod drugim,
utworzyć interaktywny blok, gdzie kliknięcie pokaże odpowiedź (JS),
albo przygotować PDF z tymi obliczeniami w dokładnym formacie do wydruku.