Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

1. CH14 - Redoxní reakce Mgr. Aleš Chupáč, RNDr. YvonaPufferováGymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o. Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky. • Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“

2. Chemická reakce děj při kterém: • se reaktanty přeměňují na produkty • zanikají původní a vznikají nové vazby • dochází k energetickým změnám

3. o 400 C H 2 HCl + Cl 2 Produkt Výchozí látky = reaktanty Chemická reakce • Reaktanty = látky, které vstupují do reakce • Produkty = nově vzniklé látky, které z reakce vystupují, mají jiné vlastnosti než reaktanty 2

4. Chemické reakce vycházejí ze: Zákona zachování hmotnosti: součet hmotností reaktantů se rovná součtu hmotností produktů (počty atomů určitého druhu jsou na obou stranách rovnice stejné)

5. Reakce podle přenášených částic • Acidobazické reakce (protolytické) – přenos H+mezi kyselinami a zásadami NH3 + H2O → NH4+ + OH- • Komlexotvorné reakce – přenos atomů nebo skupin atomů CuSO4(s) + 4H2O(l) → [Cu(H2O)4]SO4(aq) • Oxidačně-redukční(redoxní) – přenos elektronů mezi reaktanty; mění se oxidační číslo 2HICl + Zn0 → ZnIICl2 + H20

6. Základnípojmy redoxních reakcí • Dochází k přenosu (výměně) elektronů. • Dochází ke změně oxidačního čísla Cr0 + O02→ CrIII2O-II3 Cr: z 0 na +III, chrom ztrácí 3 elektrony O: z 0 na –II, kyslík získává 2 elektrony

7. Oxidační číslo = elektrický náboj, který by byl přítomen na atomu prvku, kdybychom elektrony všech vazeb, které z něj vychází, přidělili elektronegativnějšímu z vázaných atomů. • Oxidační číslo prvku v nesloučené formě = 0; • Oxidační čísla prvků ve sloučeninách se mohou nabývat hodnot: od –IV po + VIII.

8. Oxidačně- redukční děje • se skládají ze dvou dílčích reakcí – oxidace a redukce • mezi reaktanty dochází buď ke skutečné nebo jen formální výměně elektronů. • Oxidace - děj, kdy se zvyšuje oxidační číslo prvku (tím, že se elektrony odštěpují) • Redukce- děj, kdy se snižuje oxidační číslo prvku (tím, že elektrony jsou přijímány) • děje musí probíhat současně jsou to dva redoxní systémy

9. Oxidačně- redukční děje oxidace: Zn0 – 2 e- Zn2+ redukce: Cu2+ + 2 e- Cu0 Cu + Zn→ Cu + Zn • děje musí probíhat současně jsou to dva redoxní systémy • jedna částice se oxiduje a druhá částice se současně redukuje • výměna elektronů mezi dvěma redoxními systémy (redoxní pár) Zn/Zn2+ aCu2+/Cu oxidace redukce

10. Úloha • V následujících rovnicích urči redoxní páry (dvojice částic, které se liší v oxidačním čísle). • Mg + Cl2 MgCl2 • H2 + Cl2→ 2 HCl • 2 Na + Cl2→ 2 NaCl →

11. Redoxní děje • Oxidační činidlo – látka schopná oxidovat jiné látky (sama se při reakci redukuje – dokáže odebírat e-) = oxidant • Redukční činidlo – látka schopná redukovat jiné látky (sama se při reakci oxiduje – dodává e-) = reduktant

12. Úloha V následujících rovnicích urči oxidační a redukční činidlo. • Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2 • 2 H2 + O2→ 2 H2O • 2 Na + Cl2→ 2 NaCl →

13. Oxidační činidla (oxidanty) • dělíme do 4 skupin: • elektronegativní kovy – kyslík, chlór, fluór, bróm 2. kationty přechodných kovů – Au3+, Ag+, Fe3+,Co3+ 3. anionty kyslíkatých kyselin – MnO4-, ClO3-, ClO4-, NO3- 4. Oxidy prvků s vyššími oxidačními čísly a peroxidy – MnO2, PbO2, CrO3, H2O2, OsO4

14. Redukční činidla (reduktanty) • dělíme do 3 skupin: • prvky s nízkou elektronegativitou: I. – III.A skupiny, vodík, uhlík, zinek, lanthanoidy • ionty kovů s nízkým oxidačním číslem, které se snadno oxidují, protože snadno ztrácejí elektrony: Cr3+,Ti2+, … • Iontové hydridy a oxidy s nízkým oxidačním číslem prvku: NaH, LiH, CaH2, CO

15. Oxidační a redukční činidla • rozdělení na oxidanty a reduktanty je relativní • záleží na tom s jakou látkou reagují • pro orientační rozdělení byl zvolen za referentní látku vodík: • oxidanty – silnější akceptory elektronů než vodík • reduktanty – silnější donory elektronů než vodík

16. Úloha • Zhlédni video hoření hořčíku na http://www.zschemie.euweb.cz/redox/redox5.html Zapiš podle uvedeného pokusu: • Rovnici včetně vyčíslení. • Zapiš křížové schéma nutné k vyčíslení rovnice. • Který atom je oxidován a který je redukován. • Urči oxidant a reduktant.

17. Úloha Urči oxidační čísla v rovnici, vyznač oxidaci a redukci a označ oxidační a redukční činidlo. • Zn + HCl ZnCl2 + H2 • Zn0 + HICl-I ZnIICl2-I + H20 Zn0 – 2e- ZnII 2HI + 2e-  H20Zn0 + 2HICl-I • Zn – zvyšuje své ox. číslo  oxidace; redukční činidlo • H - snižuje své ox. číslo  redukce; oxidační činidlo

18. Chemické rovnice redoxních reakcí • založeny na principu rovnosti vyměňovaných elektronů tzn. zvýšení hodnoty oxidačních čísel u oxidantů je rovno snížení hodnoty oxidačních čísel u reduktantů • Postup: • zápis chemického děje pomocí rovnice a zápis oxidačních čísel prvků u nichž se oxidační číslo mění • zápis oxidace a redukce pomocí dílčích rovnic s počtem vyměněných elektronů • matematická úprava pro shodu počtu vyměněných elektronů (tzv. křížové pravidlo) • zápis získaných stechiometrických koeficientů do rovnice • dodatečná úprava rovnice (molekuly vody upravíme jako poslední)

19. Řešení rovnic metodou rovnosti vyměňovaných elektronů Vyčíslete: Cr2O3 + KNO3 + KOH K2CrO4 + KNO2 + H2O • určíme prvky, které mění své oxidační číslo; oxidační číslo mění Cr a N • sestavíme dílčí rovnice vystihující oxidaci a redukci (je vhodné respektovat počet atomů ve vzorci) • použijeme křížové pravidlo2 CrIII 2 CrVI-6e- 2 tj. 1 (oxidace)NV NIII +2e- 6 tj. 3 (redukce) 4. získané koeficienty napíšeme před vzorce látek, z nichž se vycházelo1 Cr2O3 + 3 KNO3 + KOH 2 K2CrO4 + 3 KNO2 + H2O 5. provede se bilance zbývajících prvků1 Cr2O3 + 3 KNO3 + 4 KOH 2 K2CrO4 + 3 KNO2 + 2H2O 6. výsledné zjištěné koeficienty případně vydělíme stejným číslem tak, aby jsme získali co nejmenší celá čísla; rovnice je již ve správném tvaru Cr2O3 + 3 KNO3 + 4 KOH 2 K2CrO4 + 3 KNO2 + 2H2O 7. Provedeme kontrolu !!!

20. Úloha-rovnice Vyčísli rovnici: FeCl3 + H2S → FeCl2 + S + HCl Se + Cl2 + H2O → H2SeO3 + HCl BiCl3 + SnCl2 → Bi + SnCl4 HI + HBrO3 → I2 + H2O + HBr • Který prvek se oxiduje? • Který prvek je oxidačním činidlem?

21. Úloha • Doplňte případné chybějící vzorce a určete stechiometrické koeficienty..... + H2SO4 Na2SO4 + HClPb + HNO3 (konc.) Pb(NO3)2 + NO2 + H2O Fe + ..... FeCl2 + H2Cu + HNO3 (zřeď.) Cu(NO3)2 + NO + H2O ..... + H2SO4 Na2SO4 + H2C2H2O4 + KMnO4 + H2SO4 CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

22. Úloha • Doplňte případné chybějící vzorce a určete stechiometrické koeficientyKI + H2SO4 I2 + K2SO4 + H2S + H2O ..... + H2O Ca(OH)2 + H2..... + MnO2 Br2 + MnBr2 + H2O CaO + ..... CaCl2 + H2O H2SO4 + ..... Br2 + SO2 + H2O MnO2 + HCl ..... + Cl2 + H2O ..... + HCl PbCl2 + Cl2 + H2O

23. Řešení 2 NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2 HClPb + 4 HNO3 (konc.) Pb(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O Fe + 2 HCl FeCl2 + H23 Cu + 8 HNO3 (zřeď.) 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 2 Na + H2SO4 Na2SO4 + H25 C2H2O4 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 10 CO2 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O 10 FeSO4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O

24. Řešení 8 KI + 5 H2SO4 4 I2 + 4 K2SO4 + H2S + 4 H2O CaH2 + 2 H2O Ca(OH)2 + 2 H24 HBr + MnO2 Br2 + MnBr2 + 2 H2O CaO + 2 HCl CaCl2 + H2O H2SO4 + 2 HBr Br2 + SO2 + 2 H2O MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O PbO2 + 4 HCl PbCl2 + Cl2 + 2 H2O

25. Využití redoxních reakcí • děje probíhající v přírodě – dýchání, metabolické děje, tlení, kvašení, fotosyntéza, hoření, koroze 2. výroba kovů – Fe, Pb, Cu, Sn, Cu, ze svých rud 3. elektrolýza – reakce vyvolaná průchodem stejnosměrného elektrického proudu elektrolytem (výroba a přečišťování kovů, galvanické pokovování, galvanické články)

26. Úloha • Zhlédni video Chemická sopka na http://www.zschemie.euweb.cz/redox/redox7.html Zapiš podle uvedeného pokusu: • Rovnici včetně vyčíslení. • Pojmenuj reaktanty a produkty • Který atom je oxidován. • Urči oxidant.

27. Použité informační zdroje Literatura MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie pro čtyřletá gymnázia. Olomouc: Nakladatelství Olomouc, 2002. ISBN 80-7182-055-5. VACÍK, Jiří. Přehled středoškolské chemie. Praha: Státní pedagogické nakladatelství Praha, 1990. ISBN 80-04-26388-7. KOVALČÍKOVÁ, Tatiana. Obecná a anorganická chemie: studijní text pro SPŠCH. 3., upr. vyd. Ostrava: nakladatelství Pavel Klouda, 2004, 118 s. ISBN 80-86369-10-2.

28. Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“ Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.