Struktura

Oxidace a redukce – základní pojmy a vztahy

Redoxní děje

Oxidace a redukce – základní pojmy a vztahy

  • Při oxidačně redukčních (redoxních) reakcích dochází k přenosu elektronů a v důsledku toho se mění oxidační čísla některých atomů.

  • Atomy některých prvků při reakci elektrony odevzdávají (oxidují se), jiné elektrony přijímají (redukují se).
     

Každý redoxní děj lze tedy rozdělit na dvě poloreakce:

Oxidace – reaktant předá své elektrony, a proto se jeho oxidační číslo zvýší.

Redukce – reaktant přijme elektrony, a proto se jeho oxidační číslo sníží.

Ztrátou či přijetím elektronů se výrazně změní vlastnosti daných látek.
Oba tyto děje probíhají současně, jsou na sobě závislé – při oxidaci jedné látky (atomu,…) probíhá redukce látky jiné, tato dvojice látek tvoří redoxní systém:

Schéma oxidace a redukce

 

 

 

 

 

 

 

 

Obr. 1: Začátek experimentu Obr. 2: Po několika sekundách  Obr. 3: Po několika hodinách Obr. 4: Po několika dnech
Železný hřebík je vložen    do roztoku CuSO4

V důsledku uvolňování iontů Fe2+ do roztoku
Fe0 → Fe2+  +  2e-
se na povrchu hřebíku vyredukuje tenká vrstva mědi:
Cu2+ + 2e-  →  Cu0.

 

 Vrstva Cu výrazně naroste.
 V roztoku vzniká síran železnatý FeSO4.

Podstatná část hřebíku je rozpustěna.  Cu2+ jsou zcela  zredukovány na Cu. Rezavá až hnědá barva je způsobena oxidací sloučeniny železnaté  na železitou a také vyredukovanou mědí.

 

 

 

Oxidační činidlo

  • je taková látka, která má schopnost přijímat elektrony – je akceptorem elektronů,
    jiné látky tak oxiduje (odebírá jim elektrony) a sama se redukuje.

Příklady oxidačních činidel:

  • všechny prvky s výrazně vyšší než průměrnou elektronegativitou:
    především kyslíkhalogeny (oxidační účinky se snižují s poklesem elektronegativity od fluoru k jodu),

  • všechny vzájemné sloučeniny prvků s výrazně vyšší než průměrnou elektronegativitou:
    kyslíkaté sloučeniny halogenů (např. NaClO, KClO3, KClO4), dusíku (zvláště v jeho nejvyšším oxidačním čísle V+: kyselina dusičná a její soli), peroxid vodíku, ale také koncentrovaná kyselina sírová,

  • sloučeniny prvků s výrazně vyšší než průměrnou elektronegativitou s kovy ve vysokém oxidačním čísle:
    např.: MnO4, CrO42–, Cr2O72–, OsO52– a příslušné oxidy: Mn2O7, CrO3, OsO4, PbO2.

Například:

 

Redukční činidlo

  • látka, která může elektrony poskytovat – je donorem elektronů,
    tzn. jiné látky redukuje a sama se oxiduje.

Příklady redukčních činidel:

  • všechny prvky s výrazně nižší než průměrnou elektronegativitou:
    především alkalické kovy a kovy alkalických zemin, některé další neušlechtilé kovy (Mg, Zn),

  • prvky s vysokou afinitou ke kyslíku, např.: H, C, P, Al,

  • sloučeniny prvků v nižších oxidačních číslech než těch, které tvoří ve svých stálých sloučeninách:
    např. redukční účinky mají ionty:
    Ti3+  – protože stabilním kationtem je  Ti4+ ,
    Cr2+ – protože stabilním kationtem je Cr3+ ,
    Sn2+– protože stabilním kationtem je Sn4+,
    Fe2+– protože stabilním kationtem je Fe3+ (v nekomplexních sloučeninách),
    iontové hydridy (NaH, CaH2), CO,

  • organické sloučeniny – uhlík má často nižší oxidační čísla než je jeho stabilní IV, typickými příklady jsou aldehydy nebo organokovové sloučeniny.
     

Mnohé látky mohou vystupovat někdy jako oxidační a jindy jako redukční činidla – reaktivita závisí na konkrétní dvojici oxidovaná – redukovaná látka,
např.: peroxid vodíku:

2 KI + H2O2 + H2SO4  →  I2 + K2SO4 + 2 H2O

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


Peroxid vodíku reaguje prudce také jen s pouhým roztokem manganistanu draselného bez účasti kyseliny. V tom případě vzniká vedle kyslíku hnědý oxid manganičitý a hydroxid draselný. Viz video.
Rovnici reakce lze zapsat iontově:

2 MnO4 + 3 H2O2   → 3 O2 + 2 MnO2 + 2 OH + 2 H2O

Pozn.:
Pokud by reakce manganistanu draselného s peroxidem vodíku probíhala v kyselém prostředí (např. s kyselinou sírovou), vznikala by bezbarvá manganatá sůl, kyslík, síran draselný a voda.

 

Zdroje

  • HONZA, Jaroslav a Aleš MAREČEK. Chemie pro čtyřletá gymnázia 1. díl. Brno: DaTaPrintBrno, 1997, 248 s. ISBN 80-902402-0-8.
  • ŠRÁMEK, Vratislav. Chemie obecná a anorganická. Olomouc: Nakladatelství Olomouc, 2000, 262 s. ISBN 80-7182-099-7.

  Obrázky a videa:

  • Autorem obrázků je Jaroslav Svatoň

  • Autorem videa "Reakce manganistanu draselného s peroxidem vodíku" je  Jaroslav Svatoň

Čti také

Oxidační číslo prvku je rovno náboji, který by vznikl na atomu prvku, pokud by elektrony každé vazby vycházející z tohoto atomu byly přiděleny atomu s vyšší elektronegativitou.

H_{2}^{{\color{Red} I}}S^{{\color{Red} VI}}O_{4}^{{\color{Red} -II}}
Obr. 6: Kyslík přitahuje valenční elektrony

 

Oxidační číslo se zapisuje římskou číslicí vpravo nahoře u značky prvku, např.  O^{{\color{Red} -II}}

Elektronegativita atomu je schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony.

Jak se mění elektronegativita prvků v PSP?

Zamysli se

  1. Při rozpouštění železného hřebíku v roztoku síranu měďnatého se mění původní modré zabarvení na  žlutozelené a po delším stání přechází do zabarvení hnědého. Čím jsou tyto barevné změny způsobeny?
     
  2. Ve které reakci je peroxid vodíku oxidačním a ve které redukčním činidlem?
    1. 2 KI + H2O2 + H2SO4  →  I2 + K2SO4 + 2 H2O
    2. 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 → 5 O2 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O
  3. K jakým barevným změnám bude docházet při reakcích z úlohy č. 2?
  4. Proč jsou iontové hydridy (např. NaH) silnými činidly redukčními?
  5. Bude organická sloučenina tetrachlormethan CCltaké silným redukčním činidlem?

Kontrolní otázka

  1. Jako jaká činidla budou v redoxních reakcích vystupovat tyto sloučeniny:
    1. sulfid sodný
    2. dusičnan sodný
    3. chlorečnan draselný
    4. hydrid draselný
    5. manganistan draselný
    6. dichroman sodný
    7. oxid olovičitý

 

  1. Vyberte látky, které mohou vystupovat jako oxidační i redukční činidla v závislosti na dalším reaktantu:
    1. CrO3
    2. PbO2
    3. MnO2
    4. K2S
    5. SO2
    6. CO2
    7. Al2O3

Video

This div will be replaced by the JW Player.
Logolink