Chemické rovnice Úprava koeficientů oxidoredukčních rovnic Má-li být zápis chemické rovnice úplný (a použitelný například pro výpočty), musejí být počty molekul látek v chemické rovnici vyjádřeny takovými stechiometrickými koeficienty, aby počet atomů daného druhu na levé a na právě straně rovnice byl stejný. Nalézt stechiometrické koeficienty může být u složitějších redoxních dějů komplikované, takže vyžaduje určitý sled kroků. Důležité je dodržovat některá pravidla, týkající se oxidačních čísel: 1. Prvek v základním stavu (nesloučen s jiným druhem prvku) má vždy oxidační 0 0 0 0 číslo rovno 0: Fe , Cu , Cl2 , H2 atd. 2. Vodík má ve většině sloučenin oxidační číslo (+1), v hydridech pak (–1). 3. Kyslík má ve většině sloučenin oxidační číslo (–2). 4. Alkalické kovy (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) mají oxidační číslo (+1) a kovy alkalických zemin (Be, Ca, Mg, Sr, Ba, Ra) typicky (+2). Příklad 1 Oxidace chloridu cínatého chloridem železitým: SnCl2 + FeCl3 = SnCl4 + FeCl2 a) Vyznačit oxidační čísla všech prvků v rovnici: +2
+3
-1
+4
-1
+2
-1
-1
Sn Cl2 + Fe Cl3 = Sn Cl4 + Fe Cl2
b) Pod rovnici vypsat prvky, u nichž se změnilo oxidační číslo a zaznamenat počet vyměněných elektronů: -2e
3+
+1e
(oxidace) Sn (redukce) Fe
-
2+
Sn
4+
-
Fe
2+
c) Počet přijatých a odevzdaných elektronů se musí rovnat. Odevzdány byly 2 elektrony, přijat jeden, proto je třeba spodní reakci (se železem) vzít dvakrát. 3+ Koeficient (2) se pak do rovnice zapíše ke sloučeninám, kde se vyskytuje Fe 2+ (FeCl3) a také Fe (FeCl2).Tím jsou do rovnice dosazeny základní stechiometrické koeficienty a je-li to potřebné (v tomto jednoduchém případě nikoliv), dopočítají se další koeficienty. Vychází se z koeficientů, které jsou už bezpečně známé. Sn Fe
2+
3+
-2e +1e
-
Sn
4+
-
Fe
2+
/⋅2
SnCl2 + 2 FeCl3 = SnCl4 + 2 FeCl2
Chemické rovnice Příklad 2 Oxidace chlorovodíku oxidem manganičitým na chlór, chlorid a vodu. Určíme přímo oxidační čísla atomů: +4
-2
+1
-1
0
+2
-1
+1
Mn O2 + H Cl = Cl2 + Mn Cl2 + H2 O Mn
+2e
4+
-1e
1-
Cl
-
Mn
-2
2+
0
Cl /⋅2 +2 = 4
MnO2 + 4 HCl = Cl2 + MnCl2 + 2 H2O Přijaty byly 2 elektrony, odevzdán 1, takže redoxní pár chlóru je třeba uvažovat dvakrát. Jenže v rovnici jsou přítomny další dva atomy chloru, u kterých se -1 mocenství Cl reakcí nezměnilo (v molekule MnCl2), takže tyto dva atomy Cl nejsou zahrnuty do výpočtu redox děje a musíme je přičíst dodatečně. Proto na levé -1 straně rovnice musíme uvažovat ne 2, ale 4 ionty Cl , tj. 4 molekuly HCl. Na závěr se dopočítá voda koeficient 4 HCl je už definitivní, takže 4 vodíkové atomy, které jsou k dispozici, poskytnou celkem 2 molekuly vody. Příklad 3 Hořením oxidu siřičitého vzniká oxid sírový. Určíme přímo oxidační čísla atomů: +4
-2
+6
0
-2
S O2 + O2 = S O3 S
4+
-2e
0
+2e
O
-
S
6+
-
O
2-
2 SO2 + O2 = 2 SO3 Přijaty byly 2 elektrony, odevzdány 2, základní poměr je tedy vyrovnaný. Jenže v rovnici je jedna molekula kyslíku O2 redukována (přijímá elektrony) dvěmi atomy síry. Tento koeficient (2) připíšeme v rovnici ke sloučeninám síry na pravé i levé straně rovnice. Příklad 4 Zinek vytěsňuje s kyseliny sírové vodík. Určíme přímo oxidační čísla atomů: 0
+1 +6
-2
0
+1
-1e
Zn + H2 S O4 H
Zn 0
0
-2e
+2 +6
-2
= H2 + Zn S O4 -
0
H /⋅2
-
Zn
2+
Zn + H2SO4 = H2 + ZnSO4
Chemické rovnice Přijaty byly 2 elektrony, odevzdán 1, redox pár vodíku vezmeme tedy dvakrát. V rovnici se tento koeficient neobjeví neboť poměr reagujících atomů zinku a vodíku přímo odpovídá výpočtu (1:2). Příklad 5 Oxidace železnaté soli manganistanem v kyselém prostředí H2SO4. Určíme přímo oxidační čísla atomů: +1
+7
-2
+2
+6
-2
+1
+6
-2
+1
+6
-2
+2
+6
-2
+3
+6
-2
+1
K Mn O4 + Fe S O4 + H2 S O4 = K2 S O4 + Mn S O4 + Fe2 (S O4)3 + H2 O
Mn Fe
7+
2+
+5e -1e
-
Mn
-
Fe
2+
3+
-2
2 Mn
⋅2
10 Fe
/⋅5
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + H2SO4 = K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3+ H2O Přijato bylo 5 elektronů, odevzdán 1, proto redoxpár železa je třeba vzít pětkrát. Všude je tedy nutné uvažovat 5 atomů železa; na pravé straně rovnice je však molekula Fe2(SO4)3, kde je sudý počet atomů železa, takže zde není možné uplatnit stechiometrický koeficient 5. Musíme tedy vše převést na sudá čísla tím, že oba redoxpáry vynásobíme dvěma. Tím dostaneme na každé straně rovnice 2 atomy Mn a 10 atomů Fe – to jsou základní stechiometrické koeficienty. Rovnici je třeba ještě dopočítat, přičemž musíme vyjít z těch sloučenin, kde k danému prvku už definitivně známe stechiometrické koeficienty. Na levé straně rovnice jsou definitivně 2 atomy K, takže vpravo bude 1 molekula K2SO4. Na pravé 2straně rovnice nyní známe už konečný počet síranových zbytků SO4 : je jich celkem 18. Vlevo je 10 těchto zbytků v molekule FeSO4, proto je na levé straně rovnice třeba uvažovat 8 molekul H2SO4. Na levé straně rovnice je nyní celkem 16 H atomů v kyselině sírové, proto na pravé straně rovnice zapíšeme 8 H2O. 2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 = K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3+ 8 H2O Příklad 6 - Disproporcionace Disproporcionace je děj, při kterém se daný prvek zčásti oxiduje a zároveň zčásti redukuje, takže z prvku ve středním oxidačním čísle vznikne tento prvek v nižším a ve vyšším oxidačním čísle. Při disproporcionaci doplňujeme koeficienty zprava doleva. Příkladem může být disproporcionace chlóru v horkém roztoku KOH. Určíme přímo oxidační čísla atomů: 0
+1
-2
+1
+1
+5
-2
+1
-1
+1
Cl2 + K O H = K Cl O3 + K Cl + H2 O +5
-2
-1
Z elementárního chlóru vzniká chlorečnan (Cl ) a chlorid (Cl ); vypíšeme tedy redoxpáry a počty vyměněných elektronů: 0
Cl
0
Cl
-5e +1e
-
5+
Cl /⋅1 1-
Cl /⋅5
Chemické rovnice 3 Cl2 + 6 KOH = 1 KClO3+ 5 KCl + H2O Odevzdáno bylo 5 elektronů, přijat jeden, proto je třeba redoxpár s jednomocným -1 chlórem Cl vzít pětkrát. Na pravé straně rovnice je nyní 6 atomů chlóru, proto musí být nalevo 3 Cl2. Vpravo je celkem 6 atomů K, takže nalevo zapíšeme 6 KOH. Nyní je vlevo celkem 6 vodíků, proto vpravo zapíšeme 3 molekuly vody. Příklad 7 - Synproporcionace Synproporcionace je opakem disproporcionace, to znamená, že z prvku ve vyšším a nižším oxidačním čísle vzniká tento prvek ve středním oxidačním čísle. Při synproporcionaci doplňujeme koeficienty zleva doprava. Příkladem může být oxidace manganaté soli manganistanem v neutrálním prostředí. Určíme přímo oxidační čísla atomů: +1
+7
-2
+2 +6
-2
+1
-2
+4
-2
+1 +6
-2
+1 +6
-2
K Mn O4 + Mn S O4 + H2 O = Mn O2 + K2 S O4 + H2 S O4 Mn
7+
Mn
2+
+3e
-
-2e
4+
Mn /⋅2 -
Mn
4+
/⋅3
2 KMnO4 + 3 MnSO4 + 2 H2O = 5 MnO2 + K2SO4+ 2 H2SO4 +7
Přijaty byly 3 elektrony, odevzdány dva, proto redoxpár s Mn vezmeme dvakrát a +2 redoxpár s Mn třikrát. Nyní je levé straně rovnice celkem 5 atomů Mn, proto napíšeme vpravo 5 MnO2. Nyní rovnici dopočítáme: Vlevo je definitivní počet atomů K – celkem 2, takže vpravo bude 1 molekula K2SO4. Na levé straně rovnice jsou 3 zbytky SO4, pravá strana rovnice má 1 v síranu draselném, takže zbývá dopsat 2 v podobě molekul kyseliny sírové. Ve dvou molekulách kyseliny sírové jsou celkem 4 vodíkové atomy, proto vlevo dopíšeme 2 molekuly vody. Cvičení: 1. K2S + KClO3 + H2SO4 = K2SO4 + Cl2 + H2O 2. AsH3 + I2 + KOH = K3AsO4 + KI + H2O 3. Fe + HNO3 = Fe(NO3)3 + NO2 + H2O 4. I2 + HNO3 = HIO3 + NO + H2O 5. Al2O3 + C + Cl2 = AlCl3 + CO 6. Mn2O7 = MnO2 + O2 7. Mn3O4 + Al = Mn + Al2O3 8. KClO3 + H2S = KCl + H2SO4 9. CuS + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO2 + H2O 10. CrO3 + As2S3 + HCl + H2O = CrCl3 + H3AsO4
Chemické rovnice Výsledky:
