Zápisy rovnic redoxních reakcí – výpočet koeficientů v rovnicích (vyčíslování rovnic)

Základem vyčíslení rovnice je shoda počtu odevzdaných a přijatých elektronů

Úplný zápis rovnic redoxních reakcí

Př. 1:
Zapište rovnici reakce jodovodíku s kyselinou sírovou, při které vzniká jod, sulfan a voda:

A) Podrobný rozpis odvození stechiometrických koeficientů

• Zapíšeme vzorce reaktantů a produktů do reakčního schématu
   HI + H₂SO₄ → I₂ + H₂S + H₂O
   
• Určíme oxidační čísla (lze zapsat pouze k těm atomům, které při reakci změnily oxidační číslo)
  HI^–I + H₂S^VIO₄ → I₂⁰ + H₂S^–II + H₂O
   
• Zapíšeme rovnice poloreakcí:
  oxidace:  I^–I – 1e^–   → I⁰
  redukce: S^VI + 8 e^–→ S^–II
   

• Provedeme bilanci vyměněných elektronů – počet odevzdaných a přijatých elektronů musí být stejný,
  tzn. upravíme soustavu rovnic:
  oxidace: 8 I^–I – 8 e^– → 8 I⁰
  redukce: S^VI + 8 e^– → S^–II
  
  Z upravené soustavy rovnic poloreakcí je zřejmé, že na redukci jednoho atomu síry z oxidačního čísla VI na –II je potřeba zoxidovat 8 atomů jodu z oxidačního čísla –I na 0.

• Doplníme získané koeficienty do reakčního schématu
  8 HI^–I + H₂S^VIO₄ → 4 I₂⁰ + H₂S^–II + H₂O

• Provedeme bilanci počtu atomů, které nezměnily oxidační číslo:
  V této rovnici zbývá doplnit počet molekul vody. Nejsnazší bude bilance podle počtu atomů kyslíku:
  8 HI^–I + H₂S^VIO₄ → 4 I₂⁰ + H₂S^–II + 4 H₂O

• Zkontrolujeme správnost vyčíslení podle počtu vstupujících a vystupujících atomů vodíku. Vstupuje 10 H a vystupuje také 10 H. Vyčíslení je v pořádku. Tímto jsme reakční schéma upravili na chemickou rovnici.

 

B) Zkrácený zápis řešení

Celý proces vyčíslení zapisujeme formálně mnohem jednodušeji:

• Určíme oxidační čísla:
  HI^–I + H₂S^VIO₄ → I₂⁰ + H₂S^–II + H₂O
   

• Provedeme bilanci elektronů – zapíšeme poloreakce a počty elektronů a použijeme „křížové pravidlo“:
  

• Doplníme koeficienty získané z bilance počtu elektronů:
  8 HI^–I + 1 H₂S^VIO₄ → 4 I₂⁰ + 1 H₂S^–II + H₂O

• Provedeme bilanci atomů – počty všech vstupujících atomů v reaktantech se rovnají počtu všech vystupujících atomů téhož prvku v produktech, počet molekul vody určíme z bilance kyslíku:
  8 HI^–I + 1 H₂S^VIO₄ → 4 I₂⁰ + 1 H₂S^–II + 4 H₂O

Tento způsob zápisu vyčíslení je samozřejmě úspornější a budeme jej používat i v dalších úlohách.

---

Naučte se vyčíslovat rovnice za pomocí řešených příkladů, které jsou rozfázovány na jednotlivé kroky. Výpočty lze provádět samostatně a potom ověřit správnost řešení, popřípadě lze snadno zjistit, v kterém kroku jste chybovali.

Př. 2:
Zapište rovnici rozpouštění mědi ve zředěné kyselině dusičné. Při reakci vzniká dusičnan měďnatý, oxid dusnatý a voda:

Animace postupu řešení: Po kliknutí na obrázek můžete sledovat postup vyčíslení.

 

---

Př. 3
Reakcí chlorovodíku s dichromanem draselným vzniká plynný chlór, chlorid chromitý, chlorid draselný a voda. Zapište tento děj chemickou rovnicí:

---

Př. 4
Pražením pyritu vzniká oxid železitý a oxid siřičitý. Zapište reakci chemickou rovnicí:
 

 

---

Př. 5
Zaváděním plynného chlóru do teplého roztoku hydroxidu draselného vzniká chlorid draselný, chlorečnan draselný a voda.
Zapište reakci chemickou rovnicí.

---

Př. 6
Síran železnatý reaguje s manganistanem draselným v prostředí kyseliny sírové za vzniku síranu železitého, síranu manganatého, síranu draselného a vody. Zapište děj chemickou rovnicí:

---

Př. 7
Aluminotermická výroba manganu z oxidu manganato-manganitého:

---

Úlohy k procvičení:

1. KMnO₄ + Zn + H₂SO₄ → MnSO₄ + ZnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. KMnO₄ + KNO₂ + H₂O → MnO₂ + KNO₃ + KOH

3. KMnO₄ + K₂SO₃ + KOH → K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O

4. K₂Cr₂O₇ + NaI + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + I₂ + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

5. PbO₂ + Mn(NO₃)₂ + HNO₃ → Pb(NO₃)₂ + HMnO₄ + H₂O

6. Br₂ + NaOH → NaBr + NaBrO₃ + H₂O

7. H₂SO₄ + H₂S → S + H₂O

8. As₂S₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + H₂SO₄ + NO

9. Au + HNO₃ + HCl → AuCl₃ + NO + H₂O

10. H₂SO₄ + P → H₃PO₄ + SO₂ + H₂O

11. Fe₂O₃ + H₂ → Fe + H₂O

12. HBr + H₂SO₄ → Br₂ + SO₂ + H₂O

13. CuCl₂ + KI → CuI + I₂ + KCl

14. SiO₂ + F₂ → SiF₄ + O₂

15. H₂SO₄ + F₂ → HF + SF₆ + O₂

16. KClO₃ + HCl → KCl + Cl₂ + H₂O

17. FeS₂ + HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + H₂SO₄ + NO + H₂O

Řešení:

1. 2 KMnO₄ + 5 Zn + 8 H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + 5 ZnSO₄ + K₂SO₄ + 8 H₂O

2. 2 KMnO₄ + 3 KNO₂ + H₂O → 2 MnO₂ + 3 KNO₃ + 2 KOH

3. 2 KMnO₄ + K₂SO₃ + 2 KOH → 2 K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O

4. K₂Cr₂O₇ + 6 NaI + 7 H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3 I₂ + K₂SO₄ + 3 Na₂SO₄ + 7 H₂O

5. 5 PbO₂ + 2 Mn(NO₃)₂ + 6 HNO₃ → 5 Pb(NO₃)₂ + 2 HMnO₄ + 2 H₂O

6. 3 Br₂ + 6 NaOH → 5 NaBr + NaBrO₃ + 3 H₂O

7. H₂SO₄ + 3 H₂S → 4 S + 4 H₂O

8. 3 As₂S₃ + 28 HNO₃ + 4 H₂O → 6 H₃AsO₄ + 9 H₂SO₄ + 28 NO

9. Au + HNO₃ + 3 HCl → AuCl₃ + NO + 2 H₂O

10. 5 H₂SO₄ + 2 P → 2 H₃PO₄ + 5 SO₂ + 2 H₂O

11. Fe₂O₃ + 3 H₂ → 2 Fe + 3 H₂O

12. 2 HBr + H₂SO₄ → Br₂ + SO₂ + 2 H₂O

13. 2 CuCl₂ + 4 KI → 2 CuI + I₂ + 4 KCl

14. SiO₂ + 2 F₂ → SiF₄ + O₂

15. H₂SO₄ + 4 F₂ → 2 HF + SF₆ + 2 O₂

16. KClO₃ + 6 HCl → KCl + 3 Cl₂ + 3 H₂O

17. FeS₂ + 8 HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 2 H₂SO₄ + 5 NO + 2 H₂O

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

• Autorem obrázků, schémat a animace je Jaroslav Svatoň