Redoxní rovnováhy

Vznikají v soustavách s redoxními reakcemi

Redoxní reakce = dochází k výměně e−e^- →\to změna oxidačních čísel

Redoxní reakce se skládá ze 2 poloreakcí – oxidace a redukce

Oxidace = zvyšování oxidačního čísla prvku; ztráta e−e^-

Redukce = snižování oxidačního čísla prvku; přijetí e−e^-

2 typy zápisu redoxního reakcí

  1. Úplný:

    Př.:

    FeSO4+KMnO4+H2SO4→Fe2(SO4)3+K2SO4+MnSO4+H2O\text{FeSO}_4 + \text{KMnO}_4 + \text{H}_2\text{SO}_4 \to \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{K}_2\text{SO}_4 + \text{MnSO}_4 + \text{H}_2\text{O}

  2. Iontový:

    Př.:

    Fe2++MnO4−+H+→Fe3++Mn2++H2O\text{Fe}^{2+} + \text{MnO}_4^- + \text{H}^+ \to \text{Fe}^{3+} + \text{Mn}^{2+} + \text{H}_2\text{O}

Redoxní systémy/páry

= Dvojice částic lišící se počtem e−e^-

Zápis: oxidační forma / redoxní forma – např. MnIV/MnII\text{Mn}^{\text{IV}} / \text{Mn}^{\text{II}} nebo Cl0/Cl−\text{Cl}^0 / \text{Cl}^-

Zápis dílčích poloreakcí – př.:

ox.: 2 Cl−I−2e−→Cl20red.: MnIV+2e−→MnII\begin{align*} &\text{ox.}{:} \ 2 \ \text{Cl}^{-\text{I}} - 2 e^- \to \text{Cl}_2^0 \\[0.5em] &\text{red.}{:} \ \text{Mn}^{\text{IV}} + 2e^- \to \text{Mn}^{\text{II}} \end{align*}

Oxidační činidlo (oxidant) = látka, která oxiduje jiné látky; odebírá e−e^- jiným látkám a sama se redukuje

Příklady oxidačních činidel: F,O,Cl,Br,I,KMnO4,K2CrO4,K2Cr2O7,H2O2\text{F}, \text{O}, \text{Cl}, \text{Br}, \text{I}, \text{KMnO}_4, \text{K}_2\text{CrO}_4, \text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7, \text{H}_2\text{O}_2

Redukční činidlo (reduktant) = látka, která redukuje jiné látky; předává své e−e^- jiným látkám a sama se oxiduje

Příklady redukčních činidel: C,H2,CO,H2S\text{C}, \text{H}_2, \text{CO}, \text{H}_2\text{S}, kovy

Existují výjimky – př.:

H20+Cl20→2 HICl−IH20+2 K→2 K+H−I\begin{align*} \text{H}^0_2 + \text{Cl}_2^0 &\to 2 \ \text{H}^{\text{I}} \text{Cl}^{-\text{I}} \\ \text{H}^0_2 + 2 \ \text{K} &\to 2 \ \text{K}^+ \text{H}^{-\text{I}} \end{align*}

V první reakci figuruje H2\text{H}_2 jako redukční činidlo, v druhé jako oxidační činidlo

Chybějící zápis z hodiny 28. 11. 2022

Beketovova řada napětí kovů

Kovy jsou zde seřazeny podle stoupajících standardních E0E^0 a zároveň podle rostoucích redukčních schopností a klesající ochoty se oxidovat

Vodík má E0=0 VE^0 = 0 \ \text{V}, prvky nalevo od vodíku mají E0< 0 VE^0 < \ 0 \ \text{V}, prvky napravo od vodíku mají E0> 0 VE^0 > \ 0 \ \text{V}

Kovy nalevo od vodíku jsou silná redukční činidla, prvky napravo od vodíku jsou slabá redukční činidla

Kovy nalevo od vodíku se nazývají neušlechtilé, kovy napravo od vodíku se nazývají ušlechtilé

Vlastnosti vyplývající z Beketovovy řady napětí kovů

  1. Pouze neušlechtilé kovy dokáží vytěsnit/vyredukovat vodík z kyselin:

    Př.:

    Fe+2 HICl→FeCl2+H20Zn+H2SO4→ZnSO4+H2Cu+HCl→×\begin{align*} \text{Fe} + 2 \ \text{H}^{\text{I}}\text{Cl} &\to \text{FeCl}_2 + \text{H}_2^0 \\ \text{Zn} + \text{H}_2\text{SO}_4 &\to \text{ZnSO}_4 + \text{H}_2 \\ \text{Cu} + \text{HCl} &\to \times \end{align*}

    Cu\text{Cu} nevytěsní vodík z HCl\text{HCl} (je ušlechtilý)

  2. Ušlechtilé kovy reagují pouze s oxidujícími kyselinami:

    Oxidující kyseliny = kyseliny s oxidační vlastností – např. koncentrovaná H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4, koncentrovaná HNO3\text{HNO}_3 i zředěná HNO3\text{HNO}_3

    Reakce probíhá za vzniku soli + vody + oxidu

    Př.:

    Cu0+konc. H2SVIO4→CuIISO4+SIVO2+H2O\text{Cu}^0 + \text{konc.} \ \text{H}_2\text{S}^{\text{VI}}\text{O}_4 \to \text{Cu}^{\text{II}}\text{SO}_4 + \text{S}^{\text{IV}}\text{O}_2 + \text{H}_2\text{O}

    Př.:

    Cu0+konc. HNVO3→CuII(NO3)2+NIVO2+H2O\text{Cu}^0 + \text{konc.} \ \text{HN}^{\text{V}}\text{O}_3 \to \text{Cu}^{\text{II}}(\text{NO}_3)_2 + \text{N}^{\text{IV}}\text{O}_2 + \text{H}_2\text{O}

    Př.:

    Cu0+zrˇ. HNO3→Cu(NO3)2+NIIO+H2O\text{Cu}^0 + \text{zř.} \ \text{HNO}_3 \to \text{Cu}(\text{NO}_3)_2 + \text{N}^{\text{II}}\text{O} + \text{H}_2\text{O}

    Zlato nereaguje ani v H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4, ani v HNO3\text{HNO}_3 – rozpouští se v lučavce královské

    Lučavka královská = směs HNO3\text{HNO}_3 a HCl\text{HCl} v poměru 1:31 : 3

    Reakce Au\text{Au} s HNO3\text{HNO}_3:

    Au+HNO3⇆Au(NO3)3+NO2+H2O\text{Au} + \text{HNO}_3 \leftrightarrows \text{Au}(\text{NO}_3)_3 + \text{NO}_2 + \text{H}_2\text{O}

    Přidáním HCl\text{HCl} posuneme rovnováhu směrem doprava – Au(NO3)3\text{Au}(\text{NO}_3)_3 reaguje s HCl\text{HCl} za vzniku AuCl\text{AuCl}

  3. Kov stojící v řadě vlevo je schopen vyredukovat kov stojící v řadě vpravo z jeho soli:

    Př.:

    Cu+ZnSO4→CuSO4+Zn(neprobıˊhaˊ)Fe+CuSO4→FeSO4+Cu(probıˊhaˊ)Mg+FeSO4→MgSO4+Fe(probıˊhaˊ)\begin{align*} \text{Cu} + \text{ZnSO}_4 &\to \text{CuSO}_4 + \text{Zn} \quad (\text{neprobíhá}) \\ \text{Fe} + \text{CuSO}_4 &\to \text{FeSO}_4 + \text{Cu} \quad (\text{probíhá}) \\ \text{Mg} + \text{FeSO}_4 &\to \text{MgSO}_4 + \text{Fe} \quad (\text{probíhá}) \end{align*}

    První reakce neprobíhá, protože měď stojí v řadě napravo od zinku

Neušlechtilé kovy se v přírodě vyskytují ve sloučeninách

Ušlechtilé kovy se v přírodě vyskytují buďto ve formě sulfidu nebo jako ryzí