Chemie na GJN

Nyní si vysvětlíme obecný postup, jakým se vyčíslují redoxní rovnice. Nejprve je důležité poznat, že se o redoxní rovnici jedná. Zde opět využijeme znalosti názvosloví a taky chemického citu.

Obecný příklad:

Poznáme, že se jedná o redoxní rovnici a doplníme oxidační čísla:
Sn^IICl^-I₂+ Fe^IIICl^-I₃→ Sn^IVCl^-I₄+ Fe^IICl^-I₂
Najdeme oxidaci a redukci. Vyjádříme počet elektronů potřebných pro danou změnu:
Ox: Sn^II→ Sn^IV(-2 e^-)
Red: Fe^III → Fe^II(+e^-) X 2
Protože se elektron nemůže někam ztratit, tak počet elektronů, které jsme oxidovanému prvku odebrali, se musí rovnat počtu elektronů, které jsme přidali redukovanému prvku. Z tohoto důvodu musela redukce v tomto konkrétním případě proběhnout dvakrát. Tuto dvojku doplníme pro odpovídající sloučeniny do rovnice reakce a dopočítáme/zkontrolujeme ostatní atomy.

SnCl₂+ 2 FeCl₃→ SnCl₄+ 2 FeCl₂

Všechno sedí. Tak můžeme jít dál.

Příklad s volnými prvky :

Doplníme oxidační čísla:

H^II^-I+Cl₂⁰→ I₂⁰+ H^ICl^-I

Jen připomínám, že oxidační čísla volných prvků, ať už je to atom prvku Fe nebo molekula prvku Cl₂, jsou nulová.

Najdeme oxidaci a redukci:

Ox: I^-I→ 2 I⁰Ox: 2 I^-I→ 2 I⁰(-2 e^-)

Red: 2 Cl⁰→ Cl^-IRed: 2 Cl⁰→ 2 Cl^-I(+2 e^-)

Protože máme v rovnici prvky tvořící dvouatomové molekuly, jód a chlor, píšeme do redoxního schématu dva atomy v oxidačním čísle 0, tedy I₂⁰nebo 2 I⁰a Cl₂⁰nebo 2 Cl⁰. Protože není možné, aby nám z jednoho I^-vznikly 2 I⁰, doplníme k I^-dvojku a spočítáme elektrony. U chloru postupujeme stejně. Tyto dvojky musíme mít na paměti. V tomto případě je beze změny zapíšeme do rovnice reakce a reakce je vyčíslená.

Jiný příklad:

Ox: Si⁰→ Si^IV(-4e^-) X 3

Red: 2 Cr^III→ 2 Cr⁰(+ 6 e^-) X 2

V molekule oxidu chromitého jsou dva atomy chromu Cr^III, proto musíme i do redoxního schématu doplnit 2 i na pravou stranu (z dvou atomů chromu Cr^IIIvznikají dva atomy chromu Cr⁰). Tuto dvojku musíme mít na paměti, neboť není v rovnici uvedena. V rámci vyrovnávání elektronů musela redukce proběhnout dvakrát, tedy i tato námi přidaná dvojka byla zdvojnásobena, a proto bude ve výsledné rovnici 4. Doplníme i zbylé číslice a vše ještě jednou překontrolujeme. Reakce je vyčíslená.

2 Cr₂O₃+ 3 Si → 4 Cr + 3 SiO₂

Těžší příklady – jeden volný prvek se zároveň oxiduje a zároveň redukuje:

KIO₄+ KI + H₂SO₄→ I₂+ K₂SO₄+ H₂O

K^II^VIIO^-II₄+ K^II^-I+ H₂^IS^VIO^-II₄→ I⁰₂+ K^I₂S^VIO^-II₄+ H^I₂O^-II

Všimněte si, že jód se jednak redukuje, druhak oxiduje na jód v oxidačním čísle 0. Proč bychom toho nevyužili a nerozdělili molekulu I₂⁰na 2 I⁰, přičemž jeden z těchto jódů necháme pro redukci, druhý necháme pro oxidaci. V tomto případě není výhodné do redoxního schématu psát 2 I⁰jako v příkladu s volnými prvky.

Ox: I^-I→ I⁰(-e^-) X 7

Red: I^VII→ I⁰(+ 7 e^-)

KIO₄+ 7 KI + H₂SO₄→ I₂+ K₂SO₄+ H₂O

Jaké číslo bude u I₂? Z redoxního schématu vychází, že redukce proběhla 7-krát (7 I⁰), zatímco oxidace pouze jednou (1 I⁰). Dohromady tedy máme 8 I⁰. Jod však v rovnici figuruje jako dvouatomová molekula tedy 8 I⁰= 4 I₂

KIO₄+ 7 KI + H₂SO₄→ 4 I₂+ K₂SO₄+ H₂O

Dovyčíslíme rovnici. S jodidem, jodistanem a jódem již nehýbeme, protože by nám to rozbořilo redoxní schéma. Ideální cesta je tady přes draslíky, protože víme, kolik jich musí být na levé straně.

KIO₄+ 7 KI +4 H₂SO₄→ 4 I₂+ 4 K₂SO₄+ 4 H₂O

Jeden vázaný prvek se zároveň oxiduje a zároveň redukuje:

Red: Cl^V→ CI^-I(+ 6 e^-)

Ox: CI^V→ CI^VII(- 2 e^-) X 3

Proč je trojka jen u Cl^VIIa ne u Cl^V? Jaké číslo bude u Cl^V? U Cl^Vbude 4. Je to z toho důvodu, že tři Cl^Vse oxidovaly a jeden Cl^Vse redukoval, dohromady tedy 4 Cl^V.

4 KClO₃→ 2 KClO₄+ KCl

Příklady s peroxidem vodíku:

PbS + H₂O₂→ PbSO₄+ H₂O

Pb^IIS^-II+ H₂^IO₂^2-→ Pb^IIS^VIO^-II₄+ H^I₂O^-II

Peroxid vodíku obsahuje skupinu O₂^2-. Tedy dva atomy kyslíku mají dohromady náboj (oxidační číslo) 2-, tedy na jeden z nich formálně připadá 1-. Proto do redoxního schématu budeme psát O₂^2-nebo 2 O^-I, přičemž druhá možnost je méně častá.

Probereme podrobněji redukci. Peroxidickou skupinu můžeme rozepsat jako 2 O^-I, a vytvoříme z nich dva kyslíky 2 O^-II. Kdybychom měli jednu změnu O^-I/ O^-IIjedná se o 1 elektron. My máme dvě O^-I/ O^-II, tedy dva elektrony.

Red: O₂^2-→2O^-II(+ 2 e^-) X 4

Ox: S^-II→ S^VI(- 8 e^-)

Jak poznám, kterých O^-IIkyslíků se to týká? Pro síry (PbS a PbSO₄) nám redoxní schéma dává jedničky, pro peroxidickou skupinu čtyřku, takže jediné kyslíky, které to můžou být, jsou od vody. Vyčíslíme zbylé atomy.

PbS + 4 H₂O₂→ PbSO₄+ 4 H₂O

Existují i další komplikovanější příklady (víc redukcí/oxidací v jedné rovnici, thiosoli, polykyseliny apod.), ale těm se prozatím věnovat nebudeme.

Otázka k zamyšlení 9: Peroxid vodíku a manganistan draselný jsou běžná oxidační činidla. Mohou reagovat i vzájemně, posuďte, zda je silnějším oxidačním činidlem peroxid vodíku či manganistan.

5 H₂O₂+  KMnO₄+  3 H₂SO₄→  5 O₂+  8 H₂O  +  2 MnSO₄+  K₂SO₄

Odpověď 9: V této reakci je oxidačním činidlem manganistan draselný a je tedy silnější. Dokázal totiž oxidovat peroxid vodíku (ten vystupuje jako činidlo redukční) na molekulový kyslík a sám se přitom redukoval na manganaté ionty.