Redoks
💳 Kup
Redoks
💳 Kup
Redoks to taniec elektronów. Pokażę Ci, jak bilansować i nigdy nie pomylić utleniania z redukcją.
Dział 10Stopnie utlenienia, utleniacze i reduktory, bilans elektronowy
Redoks wymaga sprawnego liczenia stopni utlenienia i bilansowania elektronów. Uczniowie mylą utlenianie z redukcją, gubią się w środowiskach (kwasowe/zasadowe) i nie rozpoznają dysproporcjonowania.
Jak to rozwiążemy: Pokażemy bilans elektronowy krok po kroku i nauczymy rozpoznawać, co się utlenia, a co redukuje. Schemat analizy pasuje do każdego zadania redoks.
Stopień utlenienia to umowny ładunek atomu, jaki miałby, gdyby wszystkie wiązania były jonowe (elektrony „przypisane" bardziej elektroujemnemu atomowi).
• pierwiastek w stanie wolnym: 0 (Cu, O₂, H₂, N₂)
• jon prosty: równy ładunkowi jonu (Na⁺ → +I, Cl⁻ → −I, Fe³⁺ → +III)
• wodór: zwykle +I
• tlen: zwykle −II
• metale 1. grupy: +I, 2. grupy: +II; fluor: zawsze −I
• suma stopni w cząsteczce obojętnej = 0, w jonie złożonym = ładunek jonu
• Nadtlenki (H₂O₂, Na₂O₂): tlen ma −I (nie −II).
• Wodorki metali (NaH, CaH₂): wodór ma −I (nie +I).
• Fluor: zawsze −I (najbardziej elektroujemny).
• Tlen z fluorem (OF₂): tlen ma +II (bo fluor „wygrywa").
• Utlenianie — oddawanie elektronów; stopień utlenienia rośnie.
• Redukcja — przyjmowanie elektronów; stopień utlenienia maleje.
Skrót OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain (elektronów). Utlenianie = strata elektronów (stopień rośnie, idzie „w górę"). Redukcja = zysk elektronów (stopień maleje, „redukuje się" liczba).
Porównaj stopnie utlenienia przed i po reakcji: atom, którego stopień wzrósł — utlenił się; którego zmalał — zredukował się.
• Utleniacz — utlenia inny reagent, a sam się redukuje (przyjmuje elektrony).
• Reduktor — redukuje inny reagent, a sam się utlenia (oddaje elektrony).
Mylące, ale logiczne: utleniacz „zabiera" elektrony innym (więc sam je zyskuje = redukuje się). Reduktor „rozdaje" elektrony (więc sam je traci = utlenia się). Utleniacz = złodziej elektronów, reduktor = dawca.
O „mocy" utleniacza decyduje to, jak łatwo pobiera elektrony, a o mocy reduktora — jak łatwo je oddaje. Znajomość typowych utleniaczy i reduktorów pomaga przewidzieć, w którą stronę pójdzie reakcja.
Najczęściej spotykane mocne utleniacze: KMnO₄ (manganian(VII) potasu), K₂Cr₂O₇ (dichromian(VI) potasu), HNO₃ (stężony kwas azotowy(V)), H₂O₂ (woda utleniona — bywa też reduktorem), Cl₂, F₂ (fluorowce), stężony H₂SO₄. Zawierają pierwiastek na wysokim stopniu utlenienia, który „chce" go obniżyć.
Słabsze utleniacze to np. jony H⁺ (z kwasów beztlenowych), jony metali (np. Cu²⁺, Fe³⁺), rozcieńczone kwasy. Działają tylko na reduktory, które łatwo oddają elektrony.
Typowe mocne reduktory: metale aktywne (Na, K, Ca, Mg, Al, Zn), wodór H₂, węgiel C, jony na niskim stopniu utlenienia (np. Fe²⁺, I⁻, S²⁻). Im aktywniejszy metal (wyżej w szeregu aktywności), tym mocniejszy reduktor.
Niektóre substancje mogą być i utleniaczem, i reduktorem — zależnie od partnera reakcji. Przykład: H₂O₂ wobec reduktora działa jak utleniacz, a wobec silnego utleniacza (np. KMnO₄) — jak reduktor. Podobnie pierwiastki na pośrednim stopniu utlenienia (np. SO₂, S).
Pierwiastek na najwyższym możliwym stopniu utlenienia może być tylko utleniaczem (np. S⁺⁶ w H₂SO₄). Na najniższym — tylko reduktorem (np. S⁻² w H₂S). Na pośrednim — może być jednym lub drugim.
Produkt redukcji manganianu(VII) (MnO₄⁻, Mn na +VII) zależy od pH środowiska — to jeden z najczęściej testowanych faktów na maturze.
| Środowisko | Produkt redukcji | Stopień utl. Mn | Obserwacja (kolor) |
|---|---|---|---|
| Kwasowe (H⁺, zwykle H₂SO₄) | Mn²⁺ | +II | fiolet znika → roztwór bezbarwny/bladoróżowy |
| Obojętne/lekko zasadowe | MnO₂ | +IV | fiolet → brunatny osad |
| Silnie zasadowe (stężone OH⁻) | MnO₄²⁻ (manganian(VI)) | +VI | fiolet → zielony |
Zapamiętaj kierunek: kwasowe → najgłębsza redukcja (+VII→+II, aż 5 elektronów), zasadowe → najpłytsza redukcja (+VII→+VI, tylko 1 elektron). To wynika z dostępności H⁺ potrzebnych do "zabrania" tlenu z MnO₄⁻.
Podobnie jak MnO₄⁻, forma jonu chromianowego/dichromianowego zależy od pH, choć tu chrom pozostaje na tym samym stopniu utlenienia (+VI) — zmienia się jedynie forma jonu, DOPÓKI nie zajdzie redukcja.
| Forma/środowisko | Jon | Kolor |
|---|---|---|
| Środowisko kwasowe | Cr₂O₇²⁻ (dichromian) | pomarańczowy |
| Środowisko zasadowe | CrO₄²⁻ (chromian) | żółty |
| Po redukcji (dowolne środowisko, np. przez Fe²⁺ lub SO₂) | Cr³⁺ | zielony |
2CrO₄²⁻ + 2H⁺ ⇌ Cr₂O₇²⁻ + H₂O — to nie jest reakcja redoks (Cr pozostaje +VI), tylko równowaga kwasowo-zasadowa między dwiema formami tego samego stopnia utlenienia. Dopiero reakcja Cr₂O₇²⁻ z reduktorem (np. Fe²⁺, SO₂, C₂H₅OH) jest właściwą redoks, redukującą Cr do +III.
W nadtlenkach (np. H₂O₂, Na₂O₂) tlen ma nietypowy stopień utlenienia −I (zamiast zwykłego −II) — to "pośredni" stopień między O⁰ (w O₂) a O⁻² (w wodzie/tlenkach), dlatego nadtlenki mogą być zarówno utleniaczem, jak i reduktorem.
| Rola H₂O₂ | Produkt (stopień utl. O) | Z jakim partnerem |
|---|---|---|
| Utleniacz | H₂O (O: −II) | Wobec słabszych reduktorów, np. I⁻→I₂, Fe²⁺→Fe³⁺ |
| Reduktor | O₂ (O: 0) | Wobec silniejszych utleniaczy, np. KMnO₄ (odbarwia fioletowy roztwór, wydziela pęcherzyki O₂) |
Klucz do rozpoznania: jeśli w produktach pojawia się O₂ (gaz, pęcherzyki) — H₂O₂ był REDUKTOREM (oddał elektrony, O poszło z −I do 0). Jeśli produktem jest tylko H₂O (bez gazu) — H₂O₂ był UTLENIACZEM (O poszło z −I do −II).
| Doświadczenie | Obserwacja | Wniosek |
|---|---|---|
| Dodanie badanej substancji do fioletowego roztworu KMnO₄ (zakwaszonego) | Fiolet odbarwia się (znika) | Badana substancja jest REDUKTOREM (zredukowała Mn⁺⁷→Mn²⁺) |
| Dodanie badanej substancji do roztworu KI (bezbarwny/jasny) | Roztwór brązowieje (powstaje I₂) | Badana substancja jest UTLENIACZEM (utleniła I⁻→I₂) |
| Dodanie badanej substancji do pomarańczowego Cr₂O₇²⁻ (zakwaszonego) | Kolor zmienia się na zielony | Badana substancja jest REDUKTOREM (zredukowała Cr⁺⁶→Cr³⁺) |
Wszystkie powyższe testy wykorzystują tę samą logikę: reagujesz badaną substancją z ZNANYM, silnym utleniaczem (lub reduktorem) o charakterystycznej, widocznej zmianie barwy — obserwowana zmiana koloru jednoznacznie wskazuje, którą rolę (utleniacz czy reduktor) pełniła badana substancja.
Proces połówkowy pokazuje osobno utlenianie i redukcję z elektronami:
Liczbę oddanych/przyjętych elektronów odczytujesz ze zmiany stopnia utlenienia. Fe²⁺ → Fe³⁺ to zmiana o 1 (oddaje 1e⁻). Al → Al³⁺ to zmiana o 3 (oddaje 3e⁻).
Metoda dobierania współczynników w reakcji redoks. Kroki:
1) ustal stopnie utlenienia,
2) zapisz procesy połówkowe (utlenianie i redukcja) z elektronami,
3) zrównaj liczbę oddanych i przyjętych elektronów (mnożniki),
4) dobierz współczynniki w równaniu,
5) sprawdź bilans atomów i ładunku.
Przy bilansowaniu w roztworach uzupełnia się równanie:
• kwasowe — brakujące atomy O wyrównujemy wodą, H jonami H⁺,
• zasadowe — wyrównujemy wodą i jonami OH⁻,
• obojętne — tylko wodą.
Zawsze na końcu sprawdzamy bilans ładunku po obu stronach.
Metoda jonowo-elektronowa to precyzyjniejsza alternatywa dla prostego bilansu elektronowego — szczególnie niezbędna, gdy w reakcji uczestniczą jony wieloatomowe (np. MnO₄⁻, Cr₂O₇²⁻) i trzeba uwzględnić środowisko reakcji (kwasowe/zasadowe).
| Krok | Co robimy |
|---|---|
| 1 | Zapisz osobno połówkowe równania jonowe utleniania i redukcji (tylko realnie zmieniające się jony/cząsteczki) |
| 2 | Zbilansuj atomy pierwiastka głównego (np. Mn, Cr) po obu stronach |
| 3 | Zbilansuj tlen — dodając cząsteczki H₂O po stronie z niedoborem O |
| 4 | Zbilansuj wodór — w środowisku KWASOWYM jonami H⁺, w ZASADOWYM jonami OH⁻ |
| 5 | Zbilansuj ładunek — dodając odpowiednią liczbę elektronów e⁻ |
| 6 | Pomnóż oba równania połówkowe tak, by liczba elektronów się zgadzała, i zsumuj |
| 7 | Uprość (skróć) powtarzające się cząsteczki po obu stronach |
W środowisku kwasowym NIGDY nie pojawiają się jony OH⁻ w równaniu połówkowym (i odwrotnie w zasadowym nie pojawia się H⁺) — jeśli metoda "wymusza" niepasujący jon, oznacza to błąd w bilansowaniu lub złe założenie środowiska.
Po zbilansowaniu równania jonowego (skróconego) często trzeba zapisać pełne równanie cząsteczkowe — dodając "widzów" (jony/reszty, które nie biorą udziału w reakcji, ale muszą wystąpić dla zachowania elektroobojętności soli).
| Krok | Co robimy |
|---|---|
| 1 | Do każdego kationu/anionu w równaniu jonowym dopisz jon "widza" o przeciwnym ładunku (z substratów podanych w treści zadania) |
| 2 | Dopisz te same jony widzów po drugiej stronie równania (żeby zachować bilans) |
| 3 | Połącz jony w pełne wzory sumaryczne soli |
Równanie jonowe: 8H⁺+MnO₄⁻+5Fe²⁺→Mn²⁺+4H₂O+5Fe³⁺, przy założeniu że kwasem jest H₂SO₄, a solami FeSO₄ i KMnO₄: pełne równanie cząsteczkowe to 8H₂SO₄+2KMnO₄+10FeSO₄→2MnSO₄+8H₂O+5Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄ — jony SO₄²⁻ i K⁺ są "widzami", dopisanymi tak, by wszystkie związki miały poprawne wzory soli.
Reakcja jest redoks, jeśli zmieniają się stopnie utlenienia atomów. Jeśli się nie zmieniają — to nie jest redoks.
Szybki test: wypisz stopnie utlenienia po obu stronach. Jeśli choć jeden atom je zmienił — to redoks. Reakcje zobojętniania, strącania i wymiany jonowej zwykle NIE są redoksami (jony tylko zmieniają partnerów).
W typowym zadaniu trzeba wskazać 5 rzeczy. Zróbmy to na przykładzie:
Zawsze pytaj po kolei: (1) który atom rośnie w stopniu utlenienia → utlenia się → to reduktor; (2) który maleje → redukuje się → to utleniacz; (3) o ile zmienia się stopień → tyle elektronów. Ten schemat pasuje do każdego zadania redoks.
Dysproporcjonowanie (reakcja dysmutacji) — ten sam pierwiastek jednocześnie się utlenia i redukuje. Z jednego stopnia utlenienia powstają dwa: wyższy i niższy.
Dysproporcjonowanie to „rozdwojenie" — jeden pierwiastek z jednym stopniem utlenienia rozdziela się na dwa: część idzie w górę (utlenia się), część w dół (redukuje się). Rozpoznasz to, gdy ten sam pierwiastek po reakcji ma DWA różne stopnie utlenienia.
Synproporcjonowanie (komproporcjonowanie) — odwrotność dysproporcjonowania. Ten sam pierwiastek na dwóch różnych stopniach utlenienia łączy się w jeden wspólny (pośredni).
Synproporcjonowanie to „spotkanie w środku" — dwa różne stopnie utlenienia tego samego pierwiastka schodzą się do jednego, pośredniego. To dokładne przeciwieństwo dysproporcjonowania.
Tu pokazujemy tylko, jak liczyć stopnie utlenienia węgla. Reakcje utleniania i redukcji związków organicznych omawiamy w działach organicznych — Szczegółowo omawiamy go w Dziale 15 — Podstawy Organiki (i kolejne, 15–24).
W związkach organicznych węgiel ma różne stopnie utlenienia (od −IV do +IV), zależnie od tego, z czym jest połączony. Wiązania z O i halogenami podnoszą stopień, z H — obniżają.
Liczymy dla konkretnego atomu węgla — sumujemy „punkty" z każdego wiązania:
• wiązanie C–O (lub C–halogen) → +1
• wiązanie C–H → −1
• wiązanie C–C → 0
Suma wszystkich wiązań danego węgla = jego stopień utlenienia. (Wiązanie podwójne C=O liczymy jako dwa wiązania C–O, czyli +2.)
W organice łatwo rozpoznać redoks po zmianie liczby atomów O i H:
• Utlenianie — przybywa tlenu LUB ubywa wodoru (stopień utlenienia C rośnie).
• Redukcja — przybywa wodoru LUB ubywa tlenu (stopień utlenienia C maleje).
Prosty trick w organice: +tlen lub −wodór = utlenianie; +wodór lub −tlen = redukcja. Dlatego ciąg alkohol → aldehyd → kwas to kolejne utlenianie, a odwrotnie to redukcja. Możesz to sprawdzić licząc stopień utlenienia węgla — wynik będzie zgodny.
Aby zbilansować redoks z udziałem związku organicznego, trzeba wyznaczyć całkowitą zmianę stopnia utlenienia atomu(ów) węgla biorących udział w przemianie — to ona odpowiada liczbie wymienianych elektronów.
W dłuższych cząsteczkach organicznych większość atomów C (np. w łańcuchu bocznym) nie zmienia stopnia utlenienia — licz zmianę WYŁĄCZNIE dla atomu(ów) C bezpośrednio przy grupie funkcyjnej, która ulega przemianie.
Zanim zaczniesz bilansować, sprawdź, czy dana reakcja jest w ogóle MOŻLIWA — porównaj moc utleniacza i reduktora (patrz szeregi w sekcji "Typowe utleniacze i reduktory" powyżej).
| Warunek | Wniosek |
|---|---|
| Utleniacz silniejszy niż utleniona forma reduktora | Reakcja zachodzi — utleniacz "wygrywa" w walce o elektrony |
| Utleniacz słabszy niż utleniona forma reduktora | Reakcja NIE zachodzi samorzutnie |
| Oba związki na skrajnych stopniach utlenienia tego samego pierwiastka (np. najwyższy i najwyższy) | Reakcja niemożliwa — żaden nie może oddać/przyjąć elektronów w tym kierunku |
Pytanie "czy Cu roztworzy się w rozcieńczonym HCl?" — NIE, bo H⁺ (słaby utleniacz) nie jest w stanie utlenić Cu (miedź jest poniżej wodoru w szeregu aktywności metali, czyli jest słabszym reduktorem niż wymaga tego reakcja z H⁺). Ten sam test (porównanie pozycji w szeregu) rozstrzyga większość pytań "czy zajdzie reakcja?" bez pełnego bilansowania.
| Zagadnienie | Częstość | Trudność |
|---|---|---|
| Bilans elektronowy i dobieranie współczynników | ⭐⭐⭐⭐⭐ | Średni |
| Stopień utlenienia | ⭐⭐⭐⭐⭐ | Łatwy |
| Utleniacz i reduktor | ⭐⭐⭐⭐ | Łatwy |
| Dysproporcjonowanie i synproporcjonowanie | ⭐⭐⭐ | Średni |
| Stopień utlenienia węgla (organika) | ⭐⭐⭐ | Średni |
Konkretne rzeczy, na których CKE najczęściej „łapie" w tym dziale. Sprawdź, czy nie wpadasz w żadną:
Utleniacz przyjmuje elektrony (jego stopień maleje). Reduktor oddaje. Mylenie tego = błąd w całym zadaniu.
Nadtlenki (O = −I), wodorki metali (H = −I), tlen z fluorem (O = +II). CKE o nie pyta.
W kwasowym uzupełniamy H⁺ i H₂O, w zasadowym OH⁻. Zła metoda = błędne współczynniki.
Po obu stronach musi się zgadzać ładunek. Łatwo to przeoczyć.
Każdy temat ma osobną rubrykę z zadaniami i własnym paskiem postępu. Rozwiąż zadanie samodzielnie, potem kliknij „Pokaż rozwiązanie".
a) +7 b) +4 c) +2
a) Mn: +7, b) Cr: +6, c) N: +5
Węgiel w CH₃: −3; węgiel w COOH: +3
Treść: Oblicz stopień utlenienia chromu w jonach: a) CrO₄²⁻, b) Cr₂O₇²⁻, c) Cr³⁺.
| a | CrO₄²⁻ |
| b | Cr₂O₇²⁻ |
| c | Cr³⁺ |
Treść: Podaj stopień utlenienia manganu w jonie MnO₄⁻ oraz chromu w jonie Cr₂O₇²⁻.
MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O
Treść: W reakcji MnO₄⁻ + Fe²⁺ + H⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ + H₂O dobierz współczynniki. Podaj liczbę elektronów wymienianych przez 1 jon MnO₄⁻ i współczynnik przy Fe²⁺.
| Mn | +7→+2 |
| Fe | +2→+3 |
Treść: Ile elektronów wymienia się, gdy 2 mole MnO₄⁻ redukują się do MnO₂ (środowisko zasadowe)?
| Mn w MnO₄⁻ | +7 |
| Mn w MnO₂ | +4 |
| n(MnO₄⁻) | 2 mole |
Treść: W reakcji Cr₂O₇²⁻ + ... → 2Cr³⁺ podaj liczbę elektronów przyjmowanych przez 1 jon dichromianowy.
| Cr w Cr₂O₇²⁻ | +6 |
| Cr w Cr³⁺ | +3 |
Treść: Reakcja przebiega zgodnie ze schematem: Cr₂O₇²⁻ + Fe²⁺ + H⁺ → Cr³⁺ + Fe³⁺ + H₂O. Napisz równania połówkowe (jonowo-elektronowe) utleniania i redukcji, dobierz współczynniki w równaniu sumarycznym oraz wskaż utleniacz i reduktor.
Treść: Reakcja przebiega zgodnie ze schematem: MnO₄⁻ + C₂O₄²⁻ + H⁺ → Mn²⁺ + CO₂ + H₂O. Napisz równania połówkowe i dobierz współczynniki w równaniu sumarycznym.
Zn się utlenia (reduktor), Cu²⁺ się redukuje (utleniacz)
Treść: W reakcji Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂ wskaż utleniacz i reduktor. Podaj zmiany stopni utlenienia.
| reakcja | Cl₂+2KBr→2KCl+Br₂ |
Treść: Oblicz stopień utlenienia siarki w: a) H₂S, b) SO₂, c) H₂SO₄, d) Na₂S₂O₃ (tiosiarczan).
| a | H₂S |
| b | SO₂ |
| c | H₂SO₄ |
| d | Na₂S₂O₃ |
Treść: W środowisku alkalicznym jod utlenia ilościowo etanal (aldehyd octowy) do anionu octanowego, zgodnie ze schematem połówkowym: I₂ + 2 e⁻ → 2 I⁻ oraz CH₃CHO + 3 OH⁻ → CH₃COO⁻ + 2 H₂O + 2 e⁻. Napisz sumaryczne równanie jonowe skrócone i podaj stosunek masowy m(CH₃CHO) : m(I₂) (M(CH₃CHO) = 44; M(I₂) = 254 g·mol⁻¹).
Treść: W reakcji MnO₄⁻ + H₂O₂ + H⁺ → Mn²⁺ + O₂ + H₂O wskaż, który reagent pełni funkcję utleniacza, a który reduktora.
Treść: W reakcji Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O chlor ulega dysproporcjonowaniu. Podaj stopnie utlenienia chloru w produktach.
| reakcja | Cl₂+2NaOH→NaCl+NaClO+H₂O |
Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6Fe²⁺ → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 6Fe³⁺
Węgiel: alkohol −1 → aldehyd +1 → kwas +3. Oba etapy to utlenianie (SU rośnie).
Cr na +6, redukuje się do +3, przyjmuje 3e⁻ na atom (6e⁻ na jon)
Treść: Czy zajdzie reakcja: a) Zn + CuSO₄, b) Cu + ZnSO₄? Uzasadnij szeregiem aktywności metali.
| a | Zn+CuSO₄ |
| b | Cu+ZnSO₄ |
Treść: W reakcji spalania glinu 4Al+3O₂→2Al₂O₃ oblicz, ile moli elektronów oddaje 2 mole glinu.
| Al | 0→+3 |
| n(Al) | 2 mole |
Treść: Które z reakcji są reakcjami redoks: a) CaO+H₂O→Ca(OH)₂, b) Zn+2HCl→ZnCl₂+H₂, c) NaOH+HCl→NaCl+H₂O?
| a | CaO+H₂O→Ca(OH)₂ |
| b | Zn+2HCl→ZnCl₂+H₂ |
| c | NaOH+HCl→NaCl+H₂O |
Treść: Metaliczny glin roztwarza się w alkalicznych roztworach zawierających aniony azotanowe(V) zgodnie ze schematem: Al + NO₃⁻ + OH⁻ + H₂O → AlO₂⁻ + NH₃. Napisz równanie procesu redukcji (zapis jonowo-elektronowy, środowisko zasadowe) i dobierz współczynniki w równaniu sumarycznym.
Treść: Ołów roztwarza się w rozcieńczonym kwasie azotowym(V): powstają azotan(V) ołowiu(II), tlenek azotu(II) oraz woda. Napisz równanie procesu redukcji (zapis jonowo-elektronowy) oraz dobierz współczynniki w sumarycznym równaniu jonowym skróconym.
Treść: Ołów praktycznie nie roztwarza się w rozcieńczonych kwasach HI i HBr, natomiast roztwarza się w kwasie octowym (wydziela się wodór i powstaje kompleks [Pb(CH₃COO)₄]²⁻). Wskaż przyczynę odporności Pb na HI i HBr oraz napisz równanie procesu utleniania ołowiu w kwasie octowym (zapis jonowo-elektronowy).
Treść: Metaliczny cynk roztwarza się w alkalicznych roztworach zawierających aniony azotanowe(V) zgodnie ze schematem: Zn + NO₃⁻ + OH⁻ + H₂O → Zn(OH)₄²⁻ + NH₃. Napisz równanie procesu redukcji (zapis jonowo-elektronowy, uwzględnij środowisko zasadowe) oraz dobierz współczynniki w równaniu sumarycznym.
Treść: Napisz równanie reakcji redukcji jonu MnO₄⁻ do Mn²⁺ w środowisku kwasowym (zapis jonowo-elektronowy) i podaj liczbę wymienianych elektronów.
Treść: W miareczkowaniu manganometrycznym intensywnie fioletowy roztwór KMnO₄ przechodzi w niemal bezbarwny roztwór Mn²⁺. Rozstrzygnij, czy do wykrycia punktu końcowego potrzebny jest dodatkowy wskaźnik barwny.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24