Równanie procesu utleniania: $\mathrm{Fe}{}^{2+}\to \mathrm{Fe}{}^{3+}+\mathrm{e}{}^{-}$

Równanie procesu redukcji: $\mathrm{Cr}{}_2\mathrm{O}{}_7{}^{2-}+14\mathrm{H}{}^{+}+6\mathrm{e}{}^{-}\to 2\mathrm{Cr}{}^{3+}+7\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$

Sumaryczne równanie reakcji:: $6\mathrm{Fe}{}^{2+}+\mathrm{Cr}{}_2\mathrm{O}{}_7{}^{2-}+14\mathrm{H}{}^{+}\to 6\mathrm{Fe}{}^{3+}+2\mathrm{Cr}{}^{3+}+7\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$

 

---

Wyjaśnienie:

W tablicach maturalnych znajdują się rozpisane równania reakcji elektrodowych. Wystarczy odszukać właściwe równanie i zapisać je w odpowiedni sposób (wszystkie równania w tablicach przedstawiają proces redukcji, jeżeli chcemy zapisać równanie utleniania, wystarczy produkty zamienić z substratami). Należy również pamiętać o zmianie podwójnej strzałki obecnej w tablicach, na strzałkę pojedynczą (podwójna strzałka występuje w zapisie równań elektrodowych, ponieważ w zależności od tego jaki potencjał ma drugie półogniwo, reakcja może zachodzić albo w lewo albo w prawo).

W przykładzie omawianym w zadaniu jony żelaza(II) są utlenianie. Odszukujemy w tablicach właściwe równanie:

$\mathrm{Fe}{}^{3+}+\mathrm{e}{}^{-}\rightleftarrows \mathrm{Fe}{}^{2+}$

i zapisujemy je tak, aby przedstawiało proces utleniania:

$\mathrm{Fe}{}^{2+}\to \mathrm{Fe}{}^{3+}+\mathrm{e}{}^{-}$

Jony dichromianowe(VI) utleniają jony żelaza(II) zatem same ulegają redukcji. Odszukujemy w tablicach odpowiednie równanie:

$\mathrm{Cr}{}_2\mathrm{O}{}_7{}^{2-}+14\mathrm{H}{}^{+}+6\mathrm{e}{}^{-}\rightleftarrows 2\mathrm{Cr}{}^{3+}+7\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$

równanie przedstawia proces redukcji, zatem zmieniamy jedynie podwójną strzałkę na pojedynczą:

$\mathrm{Cr}{}_2\mathrm{O}{}_7{}^{2-}+14\mathrm{H}{}^{+}+6\mathrm{e}{}^{-}\to 2\mathrm{Cr}{}^{3+}+7\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$