Hlavní obsah

Kurz: AP®︎ Chemistry > Kapitola 14

Lekce 1: Oxidačně-redukční reakce

Oxidačně-redukční (redox) reakce

Příklady oxidačně-redukčních reakcí, oxidačních a redukčních činidel a přehled základních typů těchto reakcí.

Co jsou to redoxní reakce?

Redoxní (nebo oxidačně-redukční) reakce je druh chemické reakce, která zahrnuje přenos elektronů mezi dvěma speciemi.

Skvělá otázka! Chemickou specií označujeme soubor atomů, molekul, nebo iontů se stejným chemickým vzorcem. Jednotlivé specie se vzájemně mohou lišit elektronovými energiemi, oxidačními čísly, molekulární strukturou či na základě jiných fyzikálně-chemických vlastností.

Uveďme si například reakci hoření termitu:

{Fe}_{2} O_{3} + 2 Al \to 2 Fe + {Al}_{2} O_{3}

Reakce se účastní čtyři specie,

{Fe}_{2} O_{3}

Al

jako reaktanty a

Fe

{Al}_{2} O_{3}

jako produkty.

To, že došlo k přenosu elektronů, poznáme podle toho, že u reagujících látek došlo ke změně jejich oxidačních čísel.

Redoxní reakce jsou všudypřítomné! Tvé tělo pomocí redox reakcí přetváří látky v potravě a kyslík na energii a

{CO}_{2}

, který vylučuješ vydechováním. Úschova energie v bateriích, které máš ve svých elektronických zařízeních, je založena na redoxních reakcích, o tom si povíme více v elektrochemii. Napadají tě nějaké další příklady redoxních reakcí, se kterými se můžeme běžně setkat?

Příklad a důležité pojmy

S redoxními reakcemi jsou spojeny některé termíny, se kterými je nutné se dobře seznámit. Ilustrujme si všechny důležité pojmy pomocí následující reakce:

2 {Fe}_{2} O_{3} (s) + 3 C (s) \to 4 Fe (s) + 3 {CO}_{2} (g)

Zde jsou otázky, na které bychom chtěli být schopni odpovědět:

1.

Je tato reakce reakcí redoxní a jak to zjistíme?

2.

Pokud se jedná o redoxní reakci, co se zde oxiduje a co redukuje?

3.

Co v reakci figuruje jako redukční činidlo?

4.

Co v reakci figuruje jako oxidační činidlo?

Otázka

1

:
Vzhledem k názvu tohoto článku můžeme empiricky odhadnout, že ano, toto pravděpodobně bude redoxní reakce. Jak si ale potvrdit, že je naše odpověď správná? Můžeme to provést tak, že zjistíme, zda při reakci dochází k přenosu elektronů, k tomu dojdeme tak, že porovnáme oxidační čísla reaktantů a produktů.

Oxidační čísla jednotlivých atomů v reaktantech a produktech naší reakce jsou následující:

C (s)

Fe (s)

: Oxidační číslo prvku je vždy

0

, proto víme, že oxidační číslo

C (s)

Fe (s)

0

{Fe}_{2} O_{3} (s)

: Oxidační číslo

O

v oxidech je

- 2

, celkový náboj molekuly je neutrální, proto můžeme dopočítat, že oxidační číslo železa zde bude

+ 3

{CO}_{2} (g)

: Oxidační číslo

O

je zde opět

- 2

, opět pracujeme s neutrální molekulou, takže dopočítáme, že oxidační číslo

C

musí být

+ 4

2 {Fe}_{2} O_{3} (s) + 3 C (s) \to 4 Fe (s) + 3 {CO}_{2} (g)

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓

+ 3, - 2 0 0 + 4, - 2 (Oxidační čísla)

Pomocí teď již známých oxidačních čísel můžeme sebevědomě odpovědět na druhou část otázky

1

, neboť vidíme, že oxidační čísla uhlíku a železa se při reakci mění.

Otázka

2

:
Uhlík se nám oxiduje, neboť ztrácí elektrony, a tím se jeho oxidační číslo zvětší z

0

+ 4

.
Železo se pak redukuje, protože získává elektrony, a tím se jeho oxidační číslo snižuje z

+ 3

0

Otázka

3

:
Redukční činidlo je ten z reaktantů, který se během reakce oxiduje (působí tedy zredukování něčeho jiného),

C (s)

je zde tedy redukčním činidlem.

Otázka

4

:
Oxidační činidlo je ten z reaktantů, který se redukuje (a působí tak oxidaci něčeho jiného),

{Fe}_{2} O_{3} (s)

je tedy oxidačním činidlem.

Běžné typy redoxních reakcí

Vzhledem k tomu, že redoxní reakce jsou velmi důležitou skupinou chemických reakcí, bude se nám hodit je spolehlivě poznat. Existuje pár speciálních typů redoxních reakcí, které již možná znáš. Pro každý z následujících příkladů se zkus na chvilku pozastavit a říct si, co se oxiduje a co se redukuje.

1.

Spalné reakce

Spalování nebo hoření je redoxní reakce mezi spalovanou látkou a molekulárním kyslíkem (

O_{2}

) za vzniku kyslíkatých produktů. Pokud je reaktantem nějaký uhlovodík, při spalovaní bude vznikat oxid uhličitý a voda.

Následující rovnice popisuje hoření oktanu, který je právě uhlovodíkem. Oktan je látka vyskytující se v benzínu, k této spalné reakci tedy dochází ve spalovacích motorech aut:

2 C_{8} H_{18} + 25 O_{2} \to 16 {CO}_{2} (g) + 18 H_{2} O

2.

Disproporcionační reakce

Disproporcionace je reakce, kde je jeden reaktant oxidován a zároveň redukován. Následující reakce je disproporcionace chlornanu,

{ClO}^{-}

3 {ClO}^{-} (a q) \to {ClO}_{3}^{-} (a q) + 2 {Cl}^{-} (a q)

Pokud se podíváme, jakých oxidačních čísel nabývá chlor, vidíme, že reaktant

{ClO}^{-}

se oxiduje na

{ClO}_{3}^{-}

(kde dochází ke zvýšení oxidačního čísla z

+ 1

+ 5

) a zároveň se chlor v jiné molekule

{ClO}^{-}

redukuje na

{Cl}^{-}

(přičemž se jeho oxidační číslo snižuje z

+ 1

- 1

). Oxidační číslo kyslíku je

- 2

jak v

{ClO}^{-}

, tak v

{ClO}_{3}^{-}

, takže se během reakce ani neoxiduje ani neredukuje.

3.

Jednoduchá substituce

Jednoduchá substituce je reakce, kdy je jeden prvek ve sloučenině vyměněn za jiný. Například mnohé kovy reagují se zředěnými kyselinami za vzniku jejich solí a vyloučení plynného vodíku. Následující reakce popisuje substituční reakci mezi zinkem a kyselinou chlorovodíkovou:

Zn (s) + 2 HCl (a q) \to {ZnCl}_{2} (a q) + H_{2} (g)

Vyčíslování jednoduchých redoxních reakcí pomocí metody poloreakcí

Redoxní reakci si pomyslně můžeme rozdělit na dvě poloreakce příslušející oxidaci a redukci. Chemikové používají poloreakce, protože je na nich přehledněji vidět přenos elektronů, což se mimo jiné hodí i při vyčíslování rovnic redoxních reakcí. Pojďme si zkusit napsat poloreakce pro následující celkovou reakci:

Al (s) + {Cu}^{2 +} (a q) \to {Al}^{3 +} (a q) + Cu (s)

Je výše uvedená rovnice vyčíslená? Počet atomů nám sedí: máme

1

atom

Al

1

atom

Cu

na každé straně rovnice. Nicméně pokud se podíváme na náboj, tak na levé straně máme celkový náboj

2 +

, zatímco na pravé straně máme celkový náboj

3 +

. Aby rovnice byla správně vyčíslená, musí platit, že jak počet atomů, tak celkové náboje se na obou stranách musí rovnat! Použijme tedy teď metodu poloreakcí k vyčíslení naší rovnice.

Poloreakce příslušející redukci: V rovnici pro poloreakci redukce se na straně reaktantů vyskytuje látka, která se redukuje, a na straně produktů pak její redukovaná forma. Vzhledem k tomu, že

{Cu}^{2 +}

je v naší reakci redukováno na

Cu (s)

, začněme tím, že si načrtneme následující krok:

{Cu}^{2 +} (a q) \to Cu (s)

Takhle zapsaná poloreakce zatím není úplně správně, protože nám nesedí náboje. Na straně reaktantů máme celkový náboj

2 +

a na straně produktů máme náboj

0

. Náboje můžeme vyrovnat tak, že do poloreakce zahrneme i elektrony, které se při reakci přenáší, tím dostaneme finální formu poloreakce:

{Cu}^{2 +} (a q) + 2 e^{-} \to Cu (s) Redukční poloreakce

Vyčíslená poloreakce nám říká, že jeden atom

{Cu}^{2 +}

získá

2 e^{-}

za vzniku jednoho atomu

{Cu}^{0}

. Odkud se ty elektrony ale berou? Odpovědí je oxidační poloreakce.

Poloreakce příslušející oxidaci: V zápisu oxidační poloreakce se vyskytují látky nebo atomy, které se účastní oxidace. Oxidační poloreakce se pro náš příklad týká atomu

Al (s)

a iontu

{Al}^{3 +}

. Pokud si poloreakci správně vyčíslíme, dostaneme:

Al (s) \to {Al}^{3 +} (a q) + 3 e^{-} Oxidační poloreakce

Oxidační poloreakce nám říká, že jeden atom

Al (s)

ztratí

3 e^{-}

za vzniku jednoho iontu

{Al}^{3 +}

Zkombinováním obou poloreakcí získáme reakci celkovou, ale musíme si dát pozor na to, že elektrony se v celkové reakci musí odečíst. Jinými slovy se musíme ujistit, že každý elektron, který se uvolnil při oxidaci se musí spotřebovat při redukci. Jinak bychom skončili s volnými elektrony poletujícími kolem! Musíme tedy při vyčíslování rovnice dbát na to, aby v obou poloreakcích figuroval stejný počet elektronů.

V našem konkrétním případě můžeme celou redukční poloreakci vynásobit

3

a oxidační poloreakci vynásobit

2

, aby v obou poloreakcích figurovalo

6

elektronů:

\begin{aligned} 3 \cdot [{Cu}^{2 +} (a q) + 2 e^{-} \to Cu (s)] 3 \cdot redukční poloreakce \\ 2 \cdot [Al (s) \to {Al}^{3 +} (a q) + 3 e^{-}] 2 \cdot oxidační poloreakce \end{aligned}

Nyní, když máme v každé poloreakci stejný počet elektronů, můžeme je sečíst a získat tak celkovou reakci:

\begin{aligned} 6 e^{-} + 3 {Cu}^{2 +} (a q) & \to 3 Cu (s) 3 \cdot redukční poloreakce \\ 2 Al (s) & \to 2 {Al}^{3 +} (a q) + 6 e^{-} 2 \cdot oxidační poloreakce \\ 2 Al (s) + 3 {Cu}^{2 +} (a q) & \to 2 {Al}^{3 +} (a q) + 3 Cu (s) celková vyčíslená reakce \end{aligned}

Nakonec můžeme zkontrolovat, jestli se nám na obou stranách nevyskytla nějaká stejná látka nebo atom. V tomto případě tomu tak není, takže jsme hotovi! Naše reakce je vyčíslená jak vzhledem k atomům, tak vzhledem k náboji.

Tato reakce se odehrává při neutrálním pH

([H^{+}] = [{OH}^{-}])

. Občas je nutné při vyčíslování rovnice brát v úvahu to, že reakce běží v kyselém

([H^{+}] > [{OH}^{-}])

nebo zásaditém

([H^{+}] < [{OH}^{-}])

prostředí. V takových případech musíme do postupu při vyčíslování rovnice přidat pár kroků navíc.

Pokud se chceš naučit vyčíslovat redoxní reakce probíhající v kyselém prostředí, klikni na toto video.

Pokud se chceš naučit vyčíslovat redoxní reakce probíhající v zásaditém prostředí, klikni na toto video.

Shrnutí

Redoxní reakce poznáme podle toho, že při nich dochází ke změně oxidačních čísel reaktantů. Redoxní reakce můžeme rozdělit na dvě dílčí poloreakce příslušející oxidaci a redukci. Při vyčíslování redoxních rovnic musíme dbát nejen na bilanci prvků, ale i na bilanci náboje, k tomu nám může pomoci metoda poloreakcí. Mezi typické redoxní reakce patří spalování, disproporcionace a jednoduchá substituce.

Zdroje:

Tento text byl sestaven na základě následujících článků:

"Oxidation-Reduction Reactions" z Beginning Chemistry, CC-BY-NC-SA 3.0
"Balancing Redox Reactions" z UC Davis ChemWiki, CC-BY-NC-SA 3.0
"The importance of redox reactions in metabolism" z UC Davis ChemWiki, CC-BY-NC-SA 3.0

Upravený článek je licencován podle CC-BY-NC-SA 4.0 licence.

Další literatura:

Kotz, J. C., Treichel, P. M., Townsend, J. R., and Treichel, D. A. (2015). Oxidation-Reduction Reactions. In Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor's Edition (9th ed., pp. 125-131). Stamford, CT: Cengage Learning.

Kotz, J. C., Treichel, P. M., Townsend, J. R., and Treichel, D. A. (2015). Chlorine Compounds. In Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor's Edition (9th ed., pp. 850-851). Stamford, CT: Cengage Learning.

Zkus si to!

Příklad 1

Jak by vypadala vyčíslená forma následující reakce?

Al (s) + H^{+} (a q) \to {Al}^{3 +} (a q) + H_{2} (g)

V našem konkrétním případě můžeme celou redukční poloreakci vynásobit

3

a oxidační poloreakci vynásobit

2

, aby v obou poloreakcích figurovalo

6

elektronů:

\begin{aligned} 6 H^{+} (a q) + 6 e^{-} & \to 3 H_{2} (g) 3 \cdot redukční poloreakce \\ 2 Al (s) & \to 2 {Al}^{3 +} (a q) + 6 e^{-} 2 \cdot oxidační poloreakce \\ 6 H^{+} (a q) + 2 Al (s) & \to 2 {Al}^{3 +} (a q) + 3 H_{2} (g) celková vyčíslená reakce \end{aligned}

Chceš se zapojit do diskuze?

Přihlášení

Setřídit podle:

Zatím žádné příspěvky.

Umíš anglicky? Kliknutím zobrazíš diskuzi anglické verze Khan Academy.