Reakcje redoks – cztery metody bilansowania
UWAGA – jest to już przestarzały artykuł! Zdecydowanie polecam pełne, wyczerpujące omówienie krok po kroku od samych podstaw. Znajdziesz je tutaj :
Reakcje Redoks – kompletne omówienie (link)
Rozwiązywać równania redoks możemy na wiele różnych sposobów. Są one mniej lub bardziej intuicyjne. Mniej lub bardziej użyteczne. Jednak są one niezbędne do rozwiązania wielu zadań, szczególnie z chemii nieorganicznej, chociaż czasami zdarza się, że proszą nas o zapisanie reakcji utlenienia jakiegoś alkoholu czy próby Tollensa etc..
Na pierwszym etapie zadanie typu : napisz równanie reakcji redoks (często z podanie równań połówkowych) jest klasyczne. Nie trzeba nawet sięgać daleko :
- 62 edycja : Zadanie 2 – reakcje dysproporcjonacji redoks – podpunkty b) oraz c)
- 63 edycja : Zadanie 2 – tajemniczy stop metali – podpunkt b)
- 64 edycja : Zadanie 2 – jonowy związek baru – podpunkt f)
Jednakże, sporo osób ma z nimi problem, jak zaczyna przygodę z Olimpiadą. W liceum tłumaczą redoksy zazwyczaj wyjątkowo słabo, a pierwszaki nawet mogły się nawet, z redoksami, nie spotkać na szeroką skalę.
Ten post jest kolejnym z serii dla początkujących, ale również osoby bardziej zaawansowane znajdą w nim coś dla siebie. Sporo nowych osób się pojawiło na stronie, poza tym powoli wchodzimy w czas przygotowań do olimpiady. Jeśli jednak jesteś bardziej zaawansowany, chodzisz do drugiej lub trzeciej klasy i czekasz na coś dla ciebie, to na pewno takie posty się pojawią, oczywiście poza zadaniami z organy.
- Bilans elektronowy na atomach – wersja skrócona
- Pełny bilans elektronowy
- Bilans na ,,anionach tlenkowych”
- Bilans liczbowy (,,matematyczny”)
- Ważne reduktory i utleniacze w chemii nieorganicznej.
Pod względem skomplikowani redoks redoksowi oczywiście nierówny. Możemy rozwiązać taki redoks :
\(C + O_2 \rightarrow CO_2 \)
albo taki :
\(10 \ [Cr(N_2H_4CO)_6]_4[Cr(CN)_6]_3 + 1176 \ KMnO_4 + 1729 \ H_2SO_4 \rightarrow 35 \ K_2Cr_2O_7 + 420 \ CO_2 + 660 \ HNO_3 + 1176 \ MnSO_4 + 1879 \ H_2O + 553 \ K_2SO_4 \)
I do rozwiązania każdego z nich użyliśmy innej metody. I to będzie klucz w tym wszystkim, aby na podstawie równania, które dostaliśmy do zbilansowania, wiedzieć jakiego użyć najkorzystniejszego sposobu.
Jako, że ma to być krótki post, pokażemy cztery metody rozwiązywania redoksów, dwie klasyczne (licealne) bardziej jako odświeżenie wiedzy oraz po jednej ode mnie i od Patryka.
1. Bilans elektronowy na atomach.
To najprostszy sposób rozwiązywania redoksów. Często go się używa, gdy reakcja nie zachodzi w roztworze lub w jej reagentach nie znajdziemy wody. Jednak nie jest to reguła, jest to zwyczajnie najprostszy sposób.
Przykład :
\(? \ NH_3 \ + \ ? \ O_2 \ \rightarrow \ ? \ NO \ + \ ? \ H_2O \)
Reakcja w fazie gazowej, proste reagenty, można wykorzystać bilans elektronowy na atomach.
Zapiszmy reakcje utleniania i redukcji czyli tak zwane reakcje połówkowe (fikcyjne reakcje, służące tylko jako metoda bilansowania reakcji). (Pamiętajcie, że zawsze na ujemnym stopniu utlenienia jest ten atom który jest bardziej elektroujemny, w tym przypadku azot jest bardziej elektroujemny od wodoru czyli azot w amoniaku jest na stopniu utlenienia -III.)
- Utlenianie : \(N^{-III} \rightarrow N^{+II} + 5e^- /\cdot 4 \)
- Redukcja : \({O_2}^0 + 4e^- \rightarrow 2 \ O^{-II} /\cdot 5 \)
Mnożymy oba równania połówkowe, aby skrócić elektrony i ostatecznie :
\(4 \ N^{-III} + 5 \ {O_2}^0 \rightarrow 4 \ N^{+II} + 10 \ O^{-II} \)
Czyli już znamy współczynniki jakie stoją przy amoniaku i tlenie.
\(4 \ NH_3 + 5 \ O_2 \rightarrow \ ? \ NO \ + \ ? \ H_2O \)
Uzupełniamy równanie współczynnikami tak aby ilość atomów azotu i wodoru pozostała ta sama po obu stronach, co już jest proste.
\(4 \ NH_3 \ + \ 5 \ O_2 \rightarrow 4 \ NO \ + \ 6 \ H_2O \)
Na końcu jeszcze raz sprawdzamy czy ilość atomów tlenu się zgadza.
Do zrobienia dla Was :
a) całkowite spalanie propanu
b) \(NH_3 + CuO \rightarrow Cu + N_2 + H_2O \)
c) \(Al + NaOH + H_{2}O \rightarrow \ ? \)
d) \(S + HNO_{3} \rightarrow H_{2}SO_{4} + NO \)
Spróbujcie redoksy z dalszej części posta zrobić tą metodą. Nie zamierzam dać tu trudnych przykładów, bo nie ma to praktycznego sensu. I tak po pewnym czasie (i zrobieniu wielu takich przykładów), takie ,,prostsze redoksy” robi się w kilka sekund w głowie.
2. Bilans elektronowy pełny.
To standardowy sposób używany w większości przypadków. Bilansujemy poza stopniami utlenienia, ładunki, ilość atomów i traktujemy związki jako całość, a nie jako atomy.
Przykład 1 :
\(MnO_4^- + H^+ + Fe^{2+} \rightarrow Mn^{2+} + Fe^{3+} + H_2O \)
jeśli jednak wasze wyjściowe równanie będzie takie :
\(KMnO_4 + HCl + FeCl_2 \rightarrow MnCl_2 + FeCl_3 + KCl + H_2O \)
to radzę albo skrócić równanie do jonowej postaci, pozbyć się nic nie wnoszących do redoksu anionów chlorkowych i kationów potasu lub rozwiązać to metodą czwartą. Zróbmy to jednak zgodnie z kanonem i skróćmy co trzeba.
Standardowo zastanawiamy się co jest utleniaczem a co reduktorem i zapisujemy równania połówkowe utleniania i redukcji :
Redukcja : \(MnO_4^- + 5e^- \rightarrow Mn^{2+}\)
Tak byśmy to zapisali przy bilansie prostym, jednak my chcemy, żeby to było pełne równanie reakcji redukcji. Muszą się zgadzać ilości atomów i ładunki. Jak to zrobić?
Uzupełniamy zawsze drobinami z zestawu \(H^+, \ H_2O, \ OH^-\) w zależności od środowiska. W przypadku kwasowego uzupełniamy po lewej stronie kationami wodorowymi, a po prawej ew. wodą. W przypadku zasadowego jonami hydroksylowymi z lewej strony równania i z prawej ew. wodą. A jeśli środowisko jest obojętne to po lewej stronie uzupełniamy wodą, a po prawej albo \(H^+ \) albo \(OH^- \).
Dla przykładu z obojętnym środowiskiem można napisać reakcje redukcji manganianu właśnie w neutralnym pH.
\(MnO_4^- + 3e^- \rightarrow MnO_2 \)
Można to równanie uzupełnić na dwa sposoby dobierając wodę i jony \(OH^- \) ,,na czuja” lub ładunkiem. Zauważamy, że po lewej mamy sumarycznie ładunek -4. Po prawej ładunek wynosi 0. Co sugeruje, że po prawej musimy dołożyć cztery ładunki ujemne, a zrobić to możemy tylko przy użyciu \(OH^- \).
\(MnO_4^- + 3e^- \rightarrow MnO_2 + 4OH^-\)
Ale teraz nie zgadzają się nam ilości atomów, brakuje po lewej 4 atomów wodoru i 2 atomów tlenu, czyli tak łącznie dwóch cząsteczek wody. Końcowe równanie :
\(MnO_4^- + 3e^- + 2H_2O \rightarrow MnO_2 + 4OH^- \)
Wracając do przykładu, musimy nasze wyjściowe równanie redukcji manganianu uzupełnić w kationy wodorowe po lewej stronie. Wiedząc, że po prawej stronie może być tylko woda dodatkowo, musimy tak dobrać ilość \(H^+ \), żeby uzupełnione o tlen z utleniacza utworzyły cząsteczki wody. Tak właśnie się dzieje w tym przypadku.
Redukcja : \(MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O \)
Jeśli uzupełnimy z prawej równanie ośmioma \(H^+ \) to po prawej zostaną cztery cząsteczki wody. Na końcu sprawdzamy czy faktycznie ładunki i atomy się zgadzają i to tyle.
Utlenianie : \(Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^- /\cdot5\)
Aby elektrony się skróciły musimy pomnożyć drugie równanie przez 5. W końcu w sumarycznym równaniu redoks nie spotykamy wolnych elektronów.
Trzeba pamiętać, że ostatecznie redoks to SUMA obu reakcji połówkowych (utleniania i redukcji).
Po dodaniu do siebie tychże równań otrzymujemy:
\(MnO_4^- + 8H^+ + 5 Fe^{2+} \rightarrow 5 Fe^{3+} + Mn^{2+} + 4 H_2O \)
Przykład 2 :
\(NO_2^- + I^- + H^+ \rightarrow I_2 + NO + H_2O \)
Ustalamy co jest utleniaczem a co reduktorem, które atomy zmieniły swój stopień utlenienia. Widzimy, że jod ze stopnia -I przeszedł do zerowego, a anion azotynowy (azot na III stopniu utlenienia) zredukował się do tlenku azotu (II stopień utlenienia).
Napiszmy połówkowe równania utleniania jodków do jodu i redukcji azotynów do tlenku azotu (II).
Utlenianie : \(2I^- \rightarrow 2e^- + I_2 \)
Redukcja : \({NO_2}^- + e- + 2H^+ \rightarrow NO + H_2O /\cdot 2 \)
Musimy teraz pomnożyć redukcję dwukrotnie, żeby elektrony się skróciły.
Do zrobienia dla Was :
a) Utlenianie kationu manganu (II) do manganianu (VII) przy użyciu bizmutanu (V) sodu w środowisku kwasowym
b) Utlenianie etanolu do acetaldehydu dichromianem w środowisku kwasowym
c) \(As_{2}S_{3} + KNO_{3} + H_{2}SO_{4} \rightarrow NO_{2} + K_{2}SO_{4} + K_{3}AsO_{4} + H_{2}O \)
d) \(MnO_{4}^{-} + CN^{-} + H_{2}O \rightarrow MnO_{2} + (CN)_{2} + OH^{-} \)
3. Bilans na anionach tlenkowych.*
Jest to jeden z moich ulubionych sposobów rozwiązywania redoksów, gdy standardowe metody nie starczają lub prowadzą do żmudnych rachunków. Jest to połączenie pierwszej i drugiej metody.
Szczerze mówiąc nie używam jej często, ale jest pewien typ redoksów, do których jest to super metoda. Otóż są to redoksy, w których zapisie nie występuje woda. Zaprezentuje wam dwa przykłady takich właśnie reakcji. Zacznijmy od czegoś bardzo prostego.
a) \(SO_4^{2-} + C \rightarrow CO_2 + S^{2-} \)
Ideą tego bilansu jest zapisywanie poza samymi atomami jedynie ich atomy tlenu w konwencji, że za utlenianie odpowiedzialne są ligandy \(O^{2-} \). Jest to mało przejrzyste, dlatego na przykładzie wszystko stanie się logiczne.
- Redukcja : \(SO_4^{2-} + 8e^- \rightarrow S^{2-} + 4O^{2-} \)
- Utlenianie : \(C + 2O^{2-} \rightarrow CO_2 + 4e^- \slash \cdot 2 \)
Standardowo mnożymy przez dwa, aby się elektrony skróciły, jednocześnie w tym przypadku skracają się aniony tlenkowe. Końcowo :
\(SO_4^{2-} + 2C \rightarrow 2CO_2 + S^{2-} \)
Myślę, że idea jest mniej więcej zrozumiała, jednak w tym przykładzie nieadekwatna, prościej byłoby po prostu zgadnąć współczynniki. Zajmijmy się czymś porządnym :
\(MoS_2 + O_2 + CO_3^{2-} \rightarrow CO_2 + MoO_4^{2-} + SO_4^{2-} \)
Tu już nie jest tak oczywiście. Spróbujcie najpierw to zrobić klasycznie bilansem pełnym.
Zacznijmy od redukcji i utleniania. Ustalmy zmiany stopni utlenienia. Widzimy, że tlen się redukuje, a siarka i molibden ulegają utlenieniu. Ułóżmy równania w oparciu o aniony tlenkowe.
- Redukcja : \(O_2 + 4e^- \rightarrow 2O^{2-}/\cdot 9 \)
- Utlenianie : \(MoS_2 + 12 O^{2-} \rightarrow MoO_4^{2-} + 2 SO_4^{2-} +18e^- /\cdot 2 \)
Bilansujemy równania mnożąc tak, aby się skróciły elektrony.
Na końcu otrzymujemy:
\(9O_2 + 2MoS_2 + 6O^{2-} \rightarrow 2MoO_4^{2-} + 4SO_4^{2-} \)
Okazuje się że mamy niedomiar anionów tlenkowych, ale nie zapominajmy o węglanie, który ulega reakcji :
\(CO_3^{2-} \rightarrow CO_2 + O^{2-} /\cdot 6 \)
Teraz musimy tak pomnożyć drugie równanie tak, aby \(O^{2-} \) się skróciły.
\(9O_2 + 2MoS_2 + 6CO_3^{2-} \rightarrow 2MoO_4^{2-} + 4SO_4^{2-} + 6CO_2 \)
Tak wygląda zbilansowane równanie.
Do treningu dla Was :
\(Na_2CO_3 + C + N_2 \rightarrow NaCN + CO \) Uwaga na stopnie utlenienia w cyjanku!
Koniec końców tak naprawdę te trzy przykłady opierają się na tym samym, inna jest notacja i podejście do sprawy. Metoda tlenkowa jest jedynie rozwinięciem bilansu elektronowego na atomach. Można równie dobrze używać tych trzech metod jednocześnie i równie dobrym powodzeniem. Każdy z nas jednak ma swoją metodę, którą się w końcu wykształca, więc nie musicie nic robić schematycznie tak jak jest tu napisane. Ważne, żeby wynik był dobry.
4. Bilans liczbowy na atomach.*
Jest to sposób Patryka na rozwiązywanie bardzo trudnych redoksów, z niewiadomymi, lub tlenkami o składzie niestechiometrycznym. Ostatnia deska ratunku w rozwiązywaniu równań chemicznych.
Moja metoda jest ,,mocno matematyczna” , co powoduje, że dla wielu osób jest ona odpychająca. Przy okazji, jest ona też bardziej pracochłonna, przez co na pierwszy rzut oka wydaje się ona nieopłacalna.
Moim zdaniem jest ona jednak pierwszym i jednym z ważniejszych kroków, jakie należy poczynić, aby chemia nieorganiczna przestała być nauką na pamięć Bielańskiego. Udowadniam to chociaż w zeszłorocznym zadaniu z chemii nieorganicznej, które według mnie było najtrudniejszym zadaniem w historii I etapu z tego działu :
- Analiza I etapu 65. Olimpiady Chemicznej
- Jak ośmieszyć zadanie olimpijskie – czyli obliczenia w akcji – tutaj z kolei patrząc na oficjalne rozwiązanie olchemowskie, można się mocno zniechęcić do nieorganicznej. A bilans tą metodą nas ratuje. Ba! Pozwala nam nawet NIE SKORZYSTAĆ z jednej danej (masy związku), która została podana w zadaniu.
Przykład 1 :
\(H_{2} + O_{2} \rightarrow H_{2}O \)
Traktujemy to jak równanie matematyczne i wstawiamy za współczynniki stechiometryczne symbole niewiadomych :
\(xH_{2} + yO_{2} \rightarrow zH_{2}O \)
Oczywiście liczba atomów wodoru (H) oraz tlenu (O) musi się zgadzać po obu stronach równania. Układamy więc równania dla każdego atomu.
Po lewej stronie mam \(2x \) atomów wodoru, po drugiej stronie mam ich \(2z \)$ , zatem układamy równanie :
\((H) : \ \ 2x = 2z \implies x = z \)
Analogicznie z atomami tlenu, po lewej stronie mamy ich \(2y \) , a po prawej jest ich \(z \) , zatem :
\((O) : \ \ 2y = z \implies y = \frac{z}{2} \)
Naszym celem jest przekształcenie równania do takiej postaci, gdzie zostaje nam tylko jedna (dowolna!) niewiadoma. Skoro \(x = z \)$ , oraz \(y = \frac{z}{2} \) to ostatecznie zostaje nam tylko niewiadoma \(z \) :
\(zH_{2} + \frac{z}{2} O_{2} \rightarrow zH_{2}O \)
Zauważ, że cokolwiek podstawię za \(z \) , to równanie będzie się zgadzać, na przykład :
- dla \(z = 1 \) mamy : \(H_{2} + \frac{1}{2} O_{2} \rightarrow H_{2}O \)
- dla \(z = 2 \) mamy : \(2H_{2} + O_{2} \rightarrow 2H_{2}O \)
- dla \(z = 43 \) mamy : \(43H_{2} + \frac{43}{2} O_{2} \rightarrow 43H_{2}O \)
Można powiedzieć, że jest to najbardziej ogólna metoda bilansowania reakcji, która podkreśla fakt, że nie ma tylko jednego rozwiązania jeśli o to chodzi. Po prostu konwencja jest taka, że najczęściej bilansujemy tak, aby uzyskać najmniejsze, całkowite współczynniki stechiometryczne, co tutaj uzyskujemy dla \(z = 2 \)
Metoda ta sprawdza się również w przypadku reakcji jonowych, spójrzmy na klasyczną reakcję z użyciem nadmanganianu :
\(MnO_{4}^{-} + Sn^{2+} + H^{+} \rightarrow Mn^{2+} + Sn^{4+} + H_{2}O \)
Dopisujemy niewiadome :
\(xMnO_{4}^{-} + ySn^{2+} + zH^{+} \rightarrow pMn^{2+} + qSn^{4+} + rH_{2}O \)
Oczywiście od razu widać równości (ja je już robię najczęściej w głowie, bo czasami liczba niewiadomych potrafi przytłoczyć) :
\((Mn) : \ \ x = p \)
\((Sn) : \ \ y = q \)
\((H) : \ \ z = 2r \implies r = \frac{z}{2} \)
Możemy przepisać reakcję z tym, co już mamy ustalone (jest to operacja, którą możesz powtarzać tyle razy, ile chcesz) :
\(xMnO_{4}^{-} + ySn^{2+} + zH^{+} \rightarrow xMn^{2+} + ySn^{4+} + \frac{z}{2} H_{2}O \)
Jedziemy dalej :
\((O) : \ \ 4x = \frac{z}{2} \implies z = 8x \)
\(xMnO_{4}^{-} + ySn^{2+} + 8x H^{+} \rightarrow xMn^{2+} + ySn^{4+} + 4x H_{2}O \)
Wciąż pozostały nam dwie niewiadome. Ale nie ma co panikować, bo przecież liczba atomów to nie jest jedyna rzecz, która musi się zgadzać w bilansie reakcji! Suma ładunków po lewej i prawej stronie również musi być zgodna!
\(-x + 2y + 8x = 2x + 4y \implies \frac{5}{2}x = y \)
\(xMnO_{4}^{-} + \frac{5}{2}x \ Sn^{2+} + 8x H^{+} \rightarrow xMn^{2+} + \frac{5}{2}x Sn^{4+} + 4x H_{2}O \)
Wstawiając \(x = 2 \) otrzymujemy ostatecznie :
\(2MnO_{4}^{-} + 5Sn^{2+} + 16 H^{+} \rightarrow 2Mn^{2+} + 5Sn^{4+} + 8H_{2}O \)
5. Ważne reduktory i utleniacze w chemii nieorganicznej.
Utleniacze :
a) \(KMnO_{4} \) – standardowy utleniacz dla wielu reakcji, wykorzystywany często w analizie ilościowej. W zależności od środowiska redukuje się do różnych pochodnych :
- środowisko kwasowe : \(MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4 H_2O \) – tu ciemnofioletowy manganian redukuje się do bezbarwnego (bladoróżowego) kationu manganu.
- środowisko obojętne : \(MnO_4^- + 2H_2O + 3e^- \rightarrow MnO_2 + 4OH^- \) – powstaje nam w tym przypadku brunatny osad tlenku manganu (IV).
- środowisko zasadowe : \(MnO_4^- + e^- \rightarrow MnO_4^{2-} \) – tworzy się ciemnozielony manganian (VI).
Wszystkie te barwy i reakcje są bardzo ważne, często po produkcie redukcji manganianu możemy przewidzieć jakie mamy środowisko, poza tym same produkty reakcji nie są oczywiste do końca, a często zdarza się polecenie o napisaniu reakcji utleniania manganianem czegokolwiek tak naprawdę.
Po tych reakcjach również jesteśmy w stanie zauważyć, że manganian jest najsilniejszym utleniaczem w kwasowym środowisku, ponieważ redukuje się najbardziej w tym środowisku (przyjmuje więcej elektronów).
b) \(K_2Cr_2O_7 \) – drugi, równie ważny utleniacz, bardzo podobny do manganianu, utleniają te same związki w podobny do siebie sposób. Jest jedna różnica, dichromian jest silnym utleniaczem jedynie w kwasowym środowisku. Wynika to z tego m.in, że w zasadowym środowisku dichromian przekształca się w zwykły chromian wedle reakcji :
\(Cr_2O_7^{2-} + 2OH^- \rightarrow 2 CrO_4^{2-} + H_2O \)
Jednak w środowisku kwasowym dichromian wykazuje silne właściwości utleniające, jego równanie redukcji przedstawia się tak:
\(Cr_2O_7^{2-} + 14H^+ + 6e^- \rightarrow 2 Cr^{3+} + 7H_2O \)
W wyniku jego redukcji z pomarańczowego dichromianu powstaje nam zielony kation chromu (III). Barwy są ważne także w tej reakcji.
c) \(H_2O_2 \) – nadtlenek wodoru to nie tak silny utleniacz jak dichromian czy manganian, aczkolwiek ciągle bardzo użyteczny w laboratorium, szczególnie w analizie jakościowej. Wykorzystujemy go do m.in utleniania wodorotlenków metali, tym samym wykrywając dany metal, po właściwościach produktu utlenienia, na przykład bardzo ważna reakcja z wodorotlenkiem chromu (III) :
Najpierw reakcje połówkowe, trzeba pamiętać, że środowisko jest zasadowe, z powodu obecności wodorotlenku, który kojarzymy oczywiście z zasadowym środowiskiem, a sama woda utleniona inaczej się redukuje w zasadzie a inaczej w kwasie :
\(H_2O_2 + 2e^- \rightarrow 2OH^- /\cdot 3\)
\(Cr(OH)_3 + +5 OH^- \rightarrow CrO_4^{2-} + 3e^- + 4 H_2O/\cdot 2 \)
Mnożymy oczywiście oba równania, tak aby po dodaniu równań skrócić elektrony.
Końcowo :
\(2 Cr(OH)_3 + 3 H_2O_2 + 4 OH^- \rightarrow 2 CrO_4^- + 8H_2O \)
Warto pamiętać, robiąc redoksy w danym środowisku, że po zsumowaniu równań, musi być widać to środowisko, nie może być sytuacji, gdy w zasadowym środowisku mamy w równaniu \(H^+ \), albo w kwasowym środowisku \(OH^-\).
Reduktory :
a) \(I^- \) – jodki to bardzo ważne reduktory. W analizie jakościowej, jak i ilościowej, znajdziemy dla nich masę zastosowań. Nie wspomnę o wszystkich, ponieważ chciałbym jednak ten artykuł zamknąć w jakichś logicznych ramach. Ale na kilka reakcji zamierzam zerknąć.
Zacznijmy od tego, że jodki utleniają się w większości przypadków do jodu cząsteczkowego wedle reakcji:
\(2I^- \rightarrow I_2 + 2e^- \)
Najważniejsze reakcje :
Redukcja miedzi (II) do miedzi (I). Jodki wbrew logice, po dodaniu do roztworu kationów miedzi nie tworzą związku \(CuI_2 \) tylko redukują miedź tworząc jodek miedzi (I) – \(CuI \).
\(2 Cu^{2+} + 4 I^- \rightarrow 2 CuI + I_2 \)
Utlenianie manganianem jodków do jodu. Wykrywamy tą reakcją jodki w roztworze.
\(2MnO_4^- + 16H^+ + 10 I^- \rightarrow 5I_2 + 2 Mn^{2+} + 8H_2O \)
Objawami tej reakcji jest zmiana barwy z ciemnofioletwoej (od manganianu) do brunatnej (od jodu).
b) \(SO_3^{2-} \) – redukuje podobne rzeczy jak jodek, dla przykładu utlenianie siarczanu (IV) do siarczanu przez wspomniany już wcześniej dichromian.
Reakcja połówkowa dla siarczanu (IV) :
\(SO_3^{2-} + H_2O \rightarrow SO_4^{2-} + 2H^+ + 2e^- \)
I całkowita reakcja :
\(3SO_3^{2-} + Cr_2O_7^{2-} + 8H^+ \rightarrow 3 SO_4^{2-} + 2 Cr^{3+} + 4H_2O \)
c) \(H_2O_2 \) – już się raz pojawił ten związek, wtedy jako utleniacz. Tak się składa, że nawet wodę utlenioną możemy utlenić, tutaj do tlenu cząsteczkowego, na przykład manganianem, standardowo dla manganianu w środowisku kwasowym.
Utlenianie nadtlenku wodoru :
\(H_2O_2 \rightarrow O_2 + 2H^+ + 2e^- \)
Sumaryczna reakcja :
\(5H_2O_2 + 2MnO_4^- + 6H^+ \rightarrow 5O_2 + 2Mn^{2+} + 8H_2O \)
Istnieje wiele, wiele innych reduktorów, często pojawiają się na przykład \(Fe^{2+} \ , \ S_2O_3^{2-} \ , \ wolne \ metale \)
