a) Reakcja prowadzona w roztworze o niskiej wartości pH.

Wybrane drobiny:

 

MnO4-(aq)

MnO42-(aq)

Mn2+(aq)

MnO2(s)

H2O

H3O+(aq)

OH-(aq)

CH2=CH-CH3(g)

CO2(g)

CH3-COOH(aq)

CH2(OH)-CH(OH)-CH3(g)

 

Niezbilansowane równanie reakcji w formie jonowej:

$\stackrel{-\mathrm{II}}{\mathrm{C}}\mathrm{H}{}_2\stackrel{-\mathrm{I}}{=\mathrm{CH}}-\mathrm{CH}{}_3+\stackrel{\mathrm{VII}}{\mathrm{Mn}}\mathrm{O}{}_4{}^{-}+\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}\to \stackrel{\mathrm{IV}}{\mathrm{C}}\mathrm{O}{}_2+\stackrel{+\mathrm{III}}{\mathrm{CH}{}_3\mathrm{COO}}\mathrm{H}+\stackrel{\mathrm{II}}{\mathrm{Mn}}{}^{2+}+\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$

Połówkowe równania procesów:

• utleniania:

$\stackrel{-\mathrm{II}}{\mathrm{C}}\mathrm{H}{}_2\stackrel{-\mathrm{I}}{=\mathrm{CH}}-\mathrm{CH}{}_3+14\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}\to \stackrel{\mathrm{IV}}{\mathrm{C}}\mathrm{O}{}_2+\stackrel{+\mathrm{III}}{\mathrm{CH}{}_3\mathrm{COO}}\mathrm{H}+10\mathrm{e}{}^{-}+10\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}$

• redukcji:

$\stackrel{\mathrm{VII}}{\mathrm{Mn}}\mathrm{O}{}_4{}^{-}+5\mathrm{e}{}^{-}+8\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}\to \stackrel{\mathrm{II}}{\mathrm{Mn}}{}^{2+}+12\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}|\cdot 2$

Zbilansowane równanie reakcji:

$\mathrm{CH}{}_2=\mathrm{CH}-\mathrm{CH}{}_3+2\mathrm{MnO}{}_4{}^{-}+6\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}\to \mathrm{CO}{}_2+\mathrm{CH}{}_3\mathrm{COOH}+2\mathrm{Mn}{}^{2+}+10\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$

 

b) Reakcja prowadzona w roztworze o wartości pH bliskiej 7.

Wybrane drobiny:

 

MnO4-(aq)

MnO42-(aq)

Mn2+(aq)

MnO2(s)

H2O

H3O+(aq)

OH-(aq)

CH2=CH-CH3(g)

CO2(g)

CH3-COOH(aq)

CH2(OH)-CH(OH)-CH3(g)

 

Niezbilansowane równanie reakcji w formie jonowej:

$\stackrel{-\mathrm{II}}{\mathrm{C}}\mathrm{H}{}_2\stackrel{-\mathrm{I}}{=\mathrm{CH}}-\mathrm{CH}{}_3+\stackrel{\mathrm{VII}}{\mathrm{Mn}}\mathrm{O}{}_4{}^{-}+\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}\to \stackrel{-\mathrm{I}}{\mathrm{C}}\mathrm{H}{}_2(\mathrm{OH})-\stackrel{0}{\mathrm{C}}\mathrm{H}(\mathrm{OH})-\mathrm{CH}{}_3+\stackrel{\mathrm{IV}}{\mathrm{Mn}}\mathrm{O}{}_2+\mathrm{OH}{}^{-}$

Połówkowe równania procesów:

• utleniania:

$\stackrel{-\mathrm{II}}{\mathrm{C}}\mathrm{H}{}_2\stackrel{-\mathrm{I}}{=\mathrm{CH}}-\mathrm{CH}{}_3+2\mathrm{OH}{}^{-}\to \stackrel{-\mathrm{I}}{\mathrm{C}}\mathrm{H}{}_2(\mathrm{OH})-\stackrel{0}{\mathrm{C}}\mathrm{H}(\mathrm{OH})-\mathrm{CH}{}_3+2\mathrm{e}{}^{-}|\cdot 3$

• redukcji:

$\stackrel{\mathrm{VII}}{\mathrm{Mn}}\mathrm{O}{}_4{}^{-}+3\mathrm{e}{}^{-}+2\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}\to \stackrel{\mathrm{IV}}{\mathrm{Mn}}\mathrm{O}{}_2+4\mathrm{OH}{}^{-}|\cdot 2$

Zbilansowane równanie reakcji:

$3\mathrm{CH}{}_2=\mathrm{CH}-\mathrm{CH}{}_3+2\mathrm{MnO}{}_4{}^{-}+4\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}\to 3\mathrm{CH}{}_2(\mathrm{OH})-\mathrm{CH}(\mathrm{OH})-\mathrm{CH}{}_3+2\mathrm{MnO}{}_2+2\mathrm{OH}{}^{-}$

 

---

Wyjaśnienie:

Poniżej zamieszczamy tabelę, z przypomnieniem efektów reakcji redukcji jonów manganianowych(VII) w różnych środowiskach reakcji:

Produkty redukcji fioletowych jonów manganianowych(VII) MnO4- w różnych odczynach roztworów:
pH roztworu	powstający jon/związek manganu	stopień utlenienia manganu	roztwór	osad
Zasadowe	MnO42-	+VI	zielony (niebieskozielony)	brak  (klarowny roztwór)
Obojętne	MnO2	+IV	bezbarwny (jasnożółty)	brunatny osad
Kwasowe	Mn2+	+II	bladoróżowy (bezbarwny)	brak (klarowny roztwór)

Na zdjęciu 1. przedstawiono osad tlenku manganu(IV) (MnO₂) - produkt redukcji jonów manganianowych(VII) w roztworze o pH bliskim 7. Na zdjęciu 2. znajduje się probówka z jonami Mn²⁺, produktem redukcji omawianych jonów w kwasowym środowisku.

Reakcje alkenów z KMnO₄ w kwasowym środowisku prowadzą do rozerwania wiązania podwójnego oraz do powstania:

• CO₂, gdy węgiel, przy wiązaniu podwójnym jest połączony z dwoma atomami wodoru,
• kwasu karboksylowego R-COOH, gdy węgiel tworzący wiązanie podwójne jest połączony z jednym atomem wodoru i grupą R.
• ketonu R₁(CO)R₂, gdy węgiel tworzący wiązanie podwójne jest połączony z dwiema grupami: R₁ oraz R₂.

Zatem produktami organicznymi reakcji w kwasowym środowisku są CO₂ oraz kwas octowy. Reakcja w środowisku obojętnym prowadzi do otrzymania odpowiednich dioli - w tym przypadku powstaje propano-1,2-diol.

Prostym sposobem na znalezienie stopnia utlenienia atomu węgla w związkach organicznych jest zapamiętanie poniższych zasad:

• Wiązanie z innym atomem węgla (pojedyncze lub wielokrotne) nie zmienia stopnia utlenienia węgla.
• Wiązanie z wodorem zmniejsza stopień utlenienia węgla o I (węgiel ma większą elektroujemność).
• Każde wiązanie z tlenem zwiększa stopień utlenienia atomu węgla o I (tlen ma większą elektroujemność).
• Analogicznie każde wiązanie z azotem i innym pierwiastkiem o większej elektroujemności od węgla zwiększa jego stopień utlenienia o I.

Poniżej znajdują się wzory strukturalne propenu, kwasu octowego oraz propano-1,2-diolu wraz z oznaczeniem stopni utlenienia atomów węgla:

Poniżej przypominamy podstawowe wiadomości dotyczące określania stopni utlenienia pierwiastków oraz bilansowania równań reakcji redoks:

Reguły dotyczące stopni utlenienia:

1. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów w obojętnym związku jest równa 0.
2. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów w jonie jest równa ładunkowi tego jonu.
3. Tlen w związkach przyjmuje zwykle -II stopień utlenienia (w H₂O₂ -I, a w OF₂ +II).
4. Wodór w związkach przyjmuje zwykle +I stopień utlenienia (w wodorkach metali -I).
5. Metale w związkach przyjmują dodatnie stopnie utlenienia równe ich wartościowości.
6. Pierwiastki w stanie wolnym mają stopień utlenienia równy 0.

Utleniacz to substrat, którego pierwiastek/jeden z pierwiastków obniża stopień utlenienia.

Reduktor to substrat, którego pierwiastek/jeden z pierwiastków zwiększa stopień utlenienia.

Utlenianie - proces w którym bierze udział reduktor, dochodzi w nim do zwiększenia stopnia utlenienia.

Redukcja - proces w którym bierze udział utleniacz, dochodzi w nim do obniżenia stopnia utlenienia.

Aby zapisać zbilansowane równania procesów utleniania i redukcji postępujemy zgodnie z poniższym schematem:

1. Ustalamy stopnie utlenienia wszystkich atomów.

2. Sprawdzamy, które pierwiastki zmieniły swój stopień utlenienia

3. Pierwiastek obniża stopień utlenienia przyjmując elektrony, a zwiększa stopień utlenienia oddając elektrony. Dopisujemy odpowiednią ilość elektronów po lewej stronie w procesie redukcji, a po prawej stronie w procesie utlenienia

4. Uzgadniamy ładunki po lewej i po prawej stronie dopisując jony H₃O⁺ /H⁺ lub jony OH^-, To jakich jonów możemy użyć zależy od środowiska:
   - środowisko kwaśne ⇒ H₃O⁺/H⁺
   - środowisko obojętne ⇒ H₃O⁺/H⁺ lub OH^- (staramy się użyć takiego jonu, aby po lewej stronie dopisać H₂O)
   - środowisko zasadowe ⇒ OH^-

5. Sprawdzamy czy ilości atomów są takie same po lewej i po prawej stronie. Jeśli nie zgadza się ilość atomów tlenu i wodoru dopisujemy cząsteczki wody w odpowiedniej ilości po lewej lub prawej stronie.

6. Jeżeli ilości elektronów biorących udział w utlenianiu i redukcji są różne, to mnożymy równania przez odpowiednie liczby, tak aby ilość elektronów w utlenianiu i redukcji była identyczna.
   
   
7. Dodajemy stronami równanie utleniania i redukcji, a następnie porządkujemy substancje, tak aby znajdowały się po odpowiedniej stronie równania.