Redoxní reakce: oxidace a redukce

Oxidace je děj, při kterém atom odevzdává elektrony a jeho oxidační číslo roste. Redukce je opak: atom elektrony přijímá a jeho oxidační číslo klesá. Elektrony nemohou jen tak zmizet, takže co jeden prvek odevzdá, druhý přijme. Oxidace a redukce proto probíhají vždy zároveň a reakce, ve které se to děje, je redoxní reakce. Když ponoříme zinek do roztoku síranu měďnatého, zinek se oxiduje a měď se redukuje:

`\begin{gathered} \mathrm{Zn}^{0} + \mathrm{Cu}^{\mathrm{II}}\mathrm{SO}_4 \longrightarrow \\ \mathrm{Zn}^{\mathrm{II}}\mathrm{SO}_4 + \mathrm{Cu}^{0} \end{gathered}`

Zinek jde z oxidačního čísla 0 na II, odevzdal tedy dva elektrony. Měď jde z II na 0, ty dva elektrony přijala. Pro zapamatování: oxidace i odevzdání začínají na „o“.

Oxidační čísla, oxidaci i redukci s elektrony a koeficienty pro libovolnou rovnici rozepíše kalkulačka redoxních rovnic. Vyzkoušet se můžete v procvičování oxidace a redukce, kde se u každé chyby ukáže, proč.

Redoxní reakce se učí v 9. třídě a na střední škole se k nim přidává vyčíslování pomocí elektronů. Níže je, jak určit oxidační číslo, jak v rovnici poznat oxidaci a redukci, co je oxidační a redukční činidlo, vyčíslení redoxní rovnice krok po kroku, řada napětí kovů, redoxní děje z každodenního života, časté chyby a šest příkladů s řešením.

Oxidační číslo a jak ho určit

Všechno v redoxní reakci se pozná podle oxidačních čísel. Oxidační číslo je myšlený náboj atomu ve sloučenině: takový, jaký by atom měl, kdyby vazebné elektrony patřily celé tomu z partnerů, který je přitahuje silněji. Píše se římskou číslicí vpravo nahoru ke značce. Co to znamená a proč, vysvětluje článek Názvosloví oxidů, jak se elektrony ve vazbě dělí, článek Chemická vazba a elektronegativita. Pro redoxní reakce stačí pravidla, podle kterých se oxidační čísla určují:

• Prvek, který není sloučený s jiným (`\ce{Zn}`, `\ce{O2}`, `\ce{Cl2}`), má oxidační číslo 0.
• Kyslík má ve sloučeninách −II, jen v peroxidech (`\ce{H2O2}`) −I.
• Vodík má I, jen v hydridech kovů (`\ce{NaH}`) −I.
• Alkalické kovy (Li, Na, K) mají vždy I, hořčík a vápník II, hliník III, fluor −I.
• Součet oxidačních čísel v neutrální sloučenině je 0, v iontu se rovná jeho náboji.

Oxidační číslo ostatních prvků se dopočítá z posledního pravidla.

Příklad 1: síra v kyselině sírové, mangan v manganistanu

V `\ce{H2SO4}` mají dva vodíky po I a čtyři kyslíky po −II. Síru označíme x a součet položíme rovný nule:

`\begin{gathered} 2 \cdot 1 + x + 4 \cdot (-2) = 0 \\[4pt] x = 6 \end{gathered}`

Síra má v kyselině sírové VI. Stejně u manganistanu draselného `\ce{KMnO4}`: draslík I, čtyři kyslíky −8, tedy `1 + x - 8 = 0` a mangan má VII, nejvyšší číslo, jaké mangan může mít. Dusík v amoniaku `\ce{NH3}` vyjde z `x + 3 = 0` záporně, −III. A v síranovém aniontu `\ce{SO4^2-}` se součet rovná náboji: `x - 8 = -2`, síra má opět VI.

Kontrola: vyšlo-li by číslo, které prvek mít nemůže (síra IX, mangan VIII), je někde chyba ve vzorci nebo v pravidlech. Oxidační čísla ve vzorci rozepíše kalkulačka oxidačních čísel a procvičit je můžete v procvičování oxidačních čísel.

Jak poznat oxidaci a redukci v rovnici

Postup je vždy stejný:

1. Ke každému prvku v rovnici napište oxidační číslo, vlevo i vpravo.
2. Najděte prvky, kterým se číslo změnilo. U většiny reakcí jsou dva.
3. Prvek, kterému číslo vzrostlo, se oxiduje. Prvek, kterému kleslo, se redukuje.
4. Když se nezmění žádné číslo, reakce redoxní není.

Pomůže si oxidační čísla představit na ose. Oxidace jde doprava, k vyšším číslům, redukce doleva. O kolik se číslo posune, tolik elektronů jeden atom odevzdá nebo přijme:

Příklad 2: zinek a síran měďnatý

`\ce{Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu}`

Zinek je vlevo prvek, 0. Vpravo je v síranu zinečnatém II. Měď má v síranu měďnatém II a vpravo jako prvek 0. Síra má na obou stranách VI a kyslík −II, ty se nemění.

Zinek: z 0 na II, číslo roste, oxiduje se a odevzdá 2 elektrony. Měď: z II na 0, číslo klesá, redukuje se a přijme 2 elektrony. Odevzdané i přijaté elektrony se rovnají, takže rovnice je vyčíslená už takhle.

Příklad 3: hoření hořčíku

`\ce{2Mg + O2 -> 2MgO}`

Hořčík jde z 0 na II, oxiduje se. Kyslík jde z 0 na −II, redukuje se. Odtud se vzalo i jméno: oxidací se kdysi rozumělo jen slučování s kyslíkem (latinsky oxygenium). Dnes je to obecněji každé odevzdání elektronů, i bez kyslíku, třeba když sodík hoří v chloru: `\ce{2Na + Cl2 -> 2NaCl}`, sodík se oxiduje z 0 na I a chlor redukuje z 0 na −I.

Ne každá reakce je redoxní. U neutralizace `\ce{NaOH + HCl -> NaCl + H2O}` má každý prvek vpravo stejné číslo jako vlevo, žádné elektrony se nepředávají.

Oxidační a redukční činidlo

Činidlo je látka, která něco způsobí té druhé. Oxidační činidlo druhou látku oxiduje: bere jí elektrony, a tím se samo redukuje. Redukční činidlo druhou látku redukuje: dává jí elektrony, a tím se samo oxiduje. Tady se chybuje nejčastěji, protože název činidla říká, co dělá s partnerem, ne co se děje s ním.

V příkladu 2 je tedy redukční činidlo zinek a oxidační činidlo síran měďnatý. Činidlem je vždy celá výchozí látka, ve které se měnící prvek nachází, ne jen ten prvek: oxidační činidlo je `\ce{CuSO4}`, ne „měď“.

Některé látky bývají v rovnicích skoro vždy v jedné roli. Silná oxidační činidla jsou kyslík, chlor, kyselina dusičná, koncentrovaná kyselina sírová, peroxid vodíku, manganistan draselný a dichroman draselný. Typická redukční činidla jsou vodík, uhlík, oxid uhelnatý a kovy jako sodík, zinek, hliník nebo železo.

Zápis s elektrony: oxidace a redukce zvlášť

Oxidace a redukce se dají zapsat každá zvlášť, s elektrony. Pro příklad 2:

`\begin{gathered} \mathrm{Zn}^{0} - 2\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Zn}^{\mathrm{II}} \\[4pt] \mathrm{Cu}^{\mathrm{II}} + 2\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Cu}^{0} \end{gathered}`

Při oxidaci se elektrony odečítají, při redukci přičítají. Některé učebnice píší oxidaci jinak, s elektrony na pravé straně: `\mathrm{Zn}^{0} \longrightarrow \mathrm{Zn}^{\mathrm{II}} + 2\mathrm{e}^-`. Znamená to totéž, zinek elektrony ztratí. Použijte ten zápis, který máte v sešitě.

Počet elektronů je rozdíl oxidačních čísel krát počet atomů, které se mění. Molekula chloru má dva atomy, takže při redukci z 0 na −I přijme 2 elektrony, ne jeden. Molekula kyslíku při redukci z 0 na −II přijme 2 · 2 = 4:

`\begin{gathered} \mathrm{Cl}_2^{0} + 2\mathrm{e}^- \longrightarrow 2\,\mathrm{Cl}^{-\mathrm{I}} \\[4pt] \mathrm{O}_2^{0} + 4\mathrm{e}^- \longrightarrow 2\,\mathrm{O}^{-\mathrm{II}} \end{gathered}`

Vyčíslení redoxní rovnice krok po kroku

Jednoduché rovnice jdou vyčíslit zkoušením, jak to popisuje článek Chemické rovnice a jejich vyčíslování. U redoxních rovnic s velkými koeficienty je spolehlivější jít přes elektrony, protože odevzdaných elektronů musí být stejně jako přijatých:

1. Určete oxidační čísla a najděte prvek, který se oxiduje, a prvek, který se redukuje.
2. Napište oxidaci a redukci zvlášť, s elektrony.
3. Najděte nejmenší společný násobek počtů elektronů a obě rovnice jím dorovnejte.
4. Násobky dejte jako koeficienty k látkám, ve kterých se prvky mění.
5. Zbytek dopočítejte podle atomů, kyslíkem nakonec zkontrolujte.

Příklad 4: výroba železa ve vysoké peci

Ve vysoké peci redukuje oxid uhelnatý železnou rudu na železo:

`\ce{Fe2O3 + CO -> Fe + CO2}`

1. Oxidační čísla. Železo jde z III v `\ce{Fe2O3}` na 0, redukuje se. Uhlík jde z II v `\ce{CO}` na IV v `\ce{CO2}`, oxiduje se. Kyslík má všude −II.

2. Elektrony. V jednom `\ce{Fe2O3}` jsou dva atomy železa, každý přijme 3 elektrony:

`\begin{gathered} 2\,\mathrm{Fe}^{\mathrm{III}} + 6\mathrm{e}^- \longrightarrow 2\,\mathrm{Fe}^{0} \\[4pt] \mathrm{C}^{\mathrm{II}} - 2\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{C}^{\mathrm{IV}} \end{gathered}`

3. Vyrovnat. Nejmenší společný násobek 6 a 2 je 6. Redukce zůstane jednou, oxidaci násobíme třemi.

4. Koeficienty: jeden `\ce{Fe2O3}` dá 2 Fe, tři `\ce{CO}` dají tři `\ce{CO2}`.

`\ce{Fe2O3 + 3CO -> 2Fe + 3CO2}`

5. Kontrola kyslíkem: vlevo 3 + 3 = 6, vpravo 3 · 2 = 6. Sedí.

Příklad 5: manganistan draselný a kyselina chlorovodíková

Manganistan uvolňuje z kyseliny chlorovodíkové chlor. Ve škole je to klasická úloha na vyčíslení, protože koeficienty vyjdou velké:

`\begin{gathered} \ce{KMnO4 + HCl ->} \\ \ce{KCl + MnCl2 + H2O + Cl2} \end{gathered}`

1. Oxidační čísla. Mangan jde z VII na II, redukuje se. Chlor jde z −I v `\ce{HCl}` na 0 v `\ce{Cl2}`, oxiduje se. Draslík (I), vodík (I) a kyslík (−II) se nemění, a chlor v `\ce{KCl}` a `\ce{MnCl2}` zůstává −I.

2. Elektrony. Molekula chloru vzniká ze dvou atomů:

`\begin{gathered} \mathrm{Mn}^{\mathrm{VII}} + 5\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Mn}^{\mathrm{II}} \\[4pt] 2\,\mathrm{Cl}^{-\mathrm{I}} - 2\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Cl}_2^{0} \end{gathered}`

3. Vyrovnat. Nejmenší společný násobek 5 a 2 je 10: redukci násobíme 2, oxidaci 5.

4. Koeficienty: `\ce{2KMnO4}`, `\ce{2MnCl2}`, `\ce{5Cl2}`, a podle draslíku `\ce{2KCl}`.

5. Zbytek. Chloru je vpravo 2 + 2 · 2 + 5 · 2 = 16, vlevo tedy `\ce{16HCl}`. Z 16 vodíků vznikne `\ce{8H2O}`.

`\begin{gathered} \ce{2KMnO4 + 16HCl ->} \\ \ce{2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2} \end{gathered}`

6. Kontrola kyslíkem: vlevo 2 · 4 = 8, vpravo 8. Všimněte si, že se oxiduje jen 10 z 16 atomů chloru. Zbylých 6 zůstává −I v chloridech, ale do koeficientu u `\ce{HCl}` se počítají všechny. Celý postup, včetně tabulky oxidačních čísel, ukáže kalkulačka redoxních rovnic. Další takovou rovnici, měď s kyselinou dusičnou, vyčísluje článek o chemických rovnicích.

Řada napětí kovů: který kov vytěsní který

Proč zinek vytěsní měď ze síranu měďnatého, ale měď zinek ze síranu zinečnatého ne? Kovy se liší tím, jak ochotně elektrony odevzdávají. Seřazené od nejochotnějšího tvoří řadu napětí kovů (Beketovovu řadu):

• Kov vytěsní z roztoku soli každý kov, který stojí v řadě napravo od něj. Zinek vytěsní měď, železo taky (železný hřebík v modré skalici zčervená mědí). Měď vytěsní stříbro: `\ce{Cu + 2AgNO3 -> Cu(NO3)2 + 2Ag}`.
• Kovy nalevo od vodíku (neušlechtilé) vytěsní vodík ze zředěných kyselin: `\ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2}`. Kovy napravo od vodíku (ušlechtilé: měď, stříbro, rtuť, zlato) s kyselinou chlorovodíkovou nereagují.
• Zředěná kyselina dusičná rozpustí i měď a stříbro. Tam ale elektrony nepřijímá vodík, nýbrž dusík (V), takže nevzniká vodík, ale oxid dusnatý (koncentrovaná kyselina dává oxid dusičitý):

  `\begin{gathered} \ce{3Ag + 4HNO3 ->} \\ \ce{3AgNO3 + NO + 2H2O} \end{gathered}`

Rovnici `\ce{Cu + ZnSO4 -> CuSO4 + Zn}` jde vyčíslit, oxidační čísla i elektrony v ní sedí. Reakce přesto neproběhne, protože měď je ušlechtilejší než zinek. Vyčíslení říká, kolik čeho reaguje, ne jestli reakce běží.

Redoxní děje kolem nás

• Hoření je oxidace paliva kyslíkem: `\ce{C + O2 -> CO2}`.
• Dýchání je pomalá oxidace glukózy, `\ce{C6H12O6 + 6O2 -> 6CO2 + 6H2O}`. Fotosyntéza je opačný děj, rostlina z oxidu uhličitého a vody vyrábí glukózu a kyslík.
• Koroze: železo na vlhkém vzduchu rezaví, oxiduje se kyslíkem. Pozinkovaný plech chrání zinek: je v řadě napětí vlevo od železa, oxiduje se dřív a železo ušetří, i když je vrstva poškrábaná.
• Výroba kovů: železo ve vysoké peci (příklad 4) a hliníkem se redukuje oxid železitý při svařování kolejnic, `\ce{2Al + Fe2O3 -> Al2O3 + 2Fe}` (aluminotermie).
• Baterie a elektrolýza: v článku i při elektrolýze probíhá oxidace na anodě a redukce na katodě. Elektrony mezi nimi tečou drátem, a to je elektrický proud. Jak se ionty při elektrolýze pohybují, popisuje článek Ionty: kationty a anionty.
• Bělení a dezinfekce: chlorové přípravky a peroxid vodíku jsou oxidační činidla.

Když se oxiduje i redukuje stejný prvek

Na střední škole přibudou reakce, ve kterých se mění jen jeden prvek. Při rozkladu peroxidu vodíku má kyslík vlevo −I a vpravo zčásti 0 (v `\ce{O2}`), zčásti −II (ve vodě). Jedny atomy kyslíku se oxidují, druhé redukují:

`\ce{2H2O2 -> 2H2O + O2}`

Tomu se říká disproporcionace. Opačný případ, kdy se ze dvou oxidačních čísel stejného prvku stane jedno, je synproporcionace: `\ce{2H2S + SO2 -> 3S + 2H2O}`, síra z −II i z IV jde na 0. Elektrony se počítají stejně, jen se oba prvky v dílčích rovnicích jmenují stejně.

Časté chyby

• Prohozená činidla. „Oxidační činidlo se oxiduje“ je špatně. Oxidační činidlo partnera oxiduje a samo se redukuje. Kontrola: u oxidačního činidla oxidační číslo klesá.
• Elektrony jen za jeden atom. `\ce{Cl2}` při redukci na chlorid přijme 2 elektrony, `\ce{O2}` na oxid 4, `\ce{Fe2O3}` na železo 6. Počet elektronů je rozdíl čísel krát počet měnících se atomů.
• Koeficient jen podle elektronů. V příkladu 5 vyjde z elektronů 10 atomů chloru, ale před `\ce{HCl}` patří 16. Část atomů se nemění a do koeficientu se počítá taky.
• Oxidační číslo zapsané jako náboj. Oxidační číslo se píše římsky ke značce (`\mathrm{Fe}^{\mathrm{III}}`), náboj iontu arabsky se znaménkem za číslem (`\ce{Fe^3+}`). U iontu jednoho prvku se shodují, ale v `\ce{SO4^2-}` má síra oxidační číslo VI, ne −2.
• Vyčíslená rovnice, která neproběhne. Měď zinek ze síranu zinečnatého nevytěsní, i když rovnice jde vyčíslit. Rozhoduje řada napětí kovů.

Příklady k procvičení

`\begin{gathered} 2 \cdot 1 + 2x + 7 \cdot (-2) = 0 \\[4pt] 2x = 12 \\[4pt] x = 6 \end{gathered}`

`\begin{gathered} \mathrm{Al}^{0} - 3\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Al}^{\mathrm{III}} \\[4pt] 2\,\mathrm{H}^{\mathrm{I}} + 2\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{H}_2^{0} \end{gathered}`

`\ce{2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2}`

`\begin{gathered} \mathrm{N}^{-\mathrm{III}} - 5\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{N}^{\mathrm{II}} \\[4pt] \mathrm{O}_2^{0} + 4\mathrm{e}^- \longrightarrow 2\,\mathrm{O}^{-\mathrm{II}} \end{gathered}`

`\ce{4NH3 + 5O2 -> 4NO + 6H2O}`

`\ce{Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu}`

Kam dál

• Procvičování: oxidace a redukce v redoxních rovnicích (co se oxiduje, činidla, elektrony, koeficienty), oxidační čísla a vyčíslování chemických rovnic.
• Kalkulačky: redoxní rovnice s elektrony a činidly, oxidační čísla ve vzorci a vyčíslování chemických rovnic.
• Články: Chemické rovnice a jejich vyčíslování, Názvosloví oxidů (oxidační čísla a koncovky), Ionty: kationty a anionty a Chemická vazba a elektronegativita.