Obsah
Chemická rovnice je symbolický zápis chemické reakce, reaktanty jsou obvykle na levé straně a produkty na pravé. Chemická rovnice musí být vyčíslena, tzn. u neredoxních procesů musí souhlasit počty atomů na levé a pravé straně, u redoxních dějů musí souhlasit i počet uvolněných a spotřebovaných elektronů, příp. náboje na obou stranách rovnice. Příkladem chemické rovnice je spalování vodíku v kyslíku:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Vyčíslování rovnice
Tady si můžete vyčíslování otestovat online.
Neredoxní rovnice
Neredoxní rovnice lze většinou vyčíslit intuitivně, např. reakce hydroxidu sodného s kyselinou sírovou:
NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
Vidíme, že v produktu jsou dva sodné ionty, proto k hydroxidu sodnému dáme dvojku a dopočítáme molekuly vody, výsledek pak je:
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
Složitější rovnice lze řešit pomocí soustavy matematických rovnic, např. pro rovnici:
a Ca3P2 + b H2O → c Ca(OH)2 + d PH3
získáme následující soustavu rovnic pro jednotlivé prvky:
Ca: 3a = c
P: 2a = d
O: b = 2c
H: 2b = 2c + 3d
Dalším krokem je volba jednoho z koeficientů, v našem případě můžeme zvolit a=1, tím získáme c=3, b=6 a d=2. Jelikož jsou všechny koeficienty celočíselné, můžeme je doplnit do rovnice.
Ca3P2 + 6 H2O → 3 Ca(OH)2 + 2 PH3
Tím máme rovnici vyčíslenou.
Redoxní rovnice
Redoxní rovnice jsou ty, kde se látky oxidují a redukují. Při oxidaci dochází k uvolňování elektronů a při redukci k jejich spotřebování, počet uvolněných elektronů musí odpovídat počtu elektronů, které se spotřebují na redukci. Příkladem může být rozpouštění mědi v kyselině dusičné.
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Měď se oxiduje z Cu0 na CuII, tzn. že se uvolní dva elektrony. Redukuje se dusík z NV na NII, na což se spotřebují tři elektrony. Pro zjištění stechiometrických koeficientů použijeme křížové pravidlo.

Z křížového pravidla vyplývá, že potřebujeme tři mědi a dva dusičnany, aby byla elektronová bilance v pořádku. Musíme také započítat správný počet molekul kyseliny dusičné, ze kterých vznikne dusičnan měďnatý. Vyčíslená rovnice tedy bude vypadat takto:
3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Šest elektronů uvolněných z mědi se spotřebuje na redukci dvou dusičnanů na oxid dusnatý.
Iontové rovnice
U těchto rovnic musíme kromě počtu atomů a vyměňovaných elektronů, hlídat i nábojovou bilanci. Tzn. že součet nábojů na levé straně musí odpovídat součtu nábojů na pravé straně rovnice:
2 Cu2+ + 4 I– + H2O → 2 CuI + I2
Nábojová bilance: 2.2 + 4.(-1) = 4 – 4 = 0
Zvláštním typem redoxních reakcí jsou disproporcionace a komproporcionace.
Disproporcionace
Jedna sloučenina se zároveň oxiduje i redukuje, příkladem může být rozpouštění plynného chloru v hydroxidu sodném.
Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O
Nebo rozpouštění oxidu dusičitého ve vodě:
2 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
Komproporcionace
Dvě sloučeniny stejného prvku, v různých oxidačních stavech spolu navzájem reagují. Příkladem je oxidace manganaté soli roztokem manganistanu:
3 Mn2+ + 2 MnO4– + 2 H2O → 5 MnO2 + 4 H+
Nebo reakce probíhající v olověných bateriích:
Pb + PbO2 + 2 H2SO4 → 2 PbSO4 + 2 H2O
Další informace v rovnicích
V rovnicích se často udává i skupenství reaktantů a produktů, k označení se používají zkratky uvedené v závorce za vzorcem.
Zkratka | Skupenství |
---|---|
s | pevné |
l | kapalné |
g | plynné |
aq | vodný roztok |
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
Nad a pod šipku se často zapisují informace o reakční teplotě, rozpouštědle, katalyzátoru, atd.

Stechiometrické výpočty
Stechiometrické výpočty, neboli výpočty z chemické rovnice umožňují snadno spočítat teoretický výtěžek reakce, příp. navážky reaktantů. Prvním krokem je napsání a vyčíslení správné rovnice. Např. pokud chceme spočítat kolik vody vznikne z 1,00 g plynného vodíku, napíšeme si rovnici:
2 H2 + O2 → 2 H2O
z které vyplývá, že ze dvou molekul vodíku vzniknou dvě molekuly vody. Pro výpočet tedy budeme potřebovat látkové množství. Pro všechny členy chemické rovnice platí výraz:
$$\frac{n}{\nu} = konst$$
kde n je látkové množství a ν je stechiometrický koeficient dané látky. Pro naši rovnici tedy bude výraz vypadat takto:
$$\frac{n_{H_2}}{2} = \frac{n_{H_2O}}{2}$$
Vidíme tedy, že látkové množství vodíku a vody bude shodné. Látkové množství vypočítáme jako podíl hmotnosti a molární hmotnosti:
$$n_{H_2} = \frac{m_{H_2}}{M_{H_2}} = \frac{1,00}{2,02} = 0,50\ mol$$
Hmotnost vzniklé vody pak snadno spočítáme ze vztahu pro látkové množství.
$$m = n . M = 0,50 . 18,02 = 9,01\ g$$
Limitní reagent
Pokud do reakce nevstupují reaktanty v poměru, který odpovídá chemické rovnici, musíme nejprve určit, který reaktant bude určovat množství vzniklého produktu. Např. pokud potřebujeme spočítat množství produktu reakce (neutralizace) 5,00 g kyseliny šťavelové s 5,00 g hydroxidu sodného. Napíšeme si nejdříve rovnici:
(COOH)2 + 2 NaOH → (COONa)2 + 2 H2O
Abychom zjistili, kterého reagentu bude nedostatek, tzn. který reagent bude určovat množství vzniklého šťavelanu sodného, musíme spočítat poměr \(\frac{n}{\nu}\) pro všechny reaktanty. Výpočet je naznačen v tabulce:
(COOH)2 | NaOH | |
---|---|---|
m [g] | 5,00 | 5,00 |
M [mol.g-1] | 90,03 | 40,00 |
\(\frac{n}{\nu}\) | 0,056 | 0,063 |
Z tabulky vyplývá, že limitním reagentem bude kyselina šťavelová. Množství vzniklého šťavelanu sodného pak bude:
$$m = \frac{n.M}{\nu} = \frac{0,056 . 134,00}{1} = 7,50\ g$$
Pokud bychom k výpočtu použili navážku hydroxidu sodného, tak dostaneme výsledek:
$$m = \frac{n.M}{\nu} = \frac{0,125 . 134,00}{2} = 8,38\ g$$
Ale na přípravu 8,83 g šťavelanu sodného potřebujeme 5,63 g kyseliny šťavelové, do reakce jsme ovšem dali pouze 5,00 g. Proto vždy musíme hledat reaktant jehož poměr \(\frac{n}{\nu}\) je pro danou reakci minimální.
Další kapitoly
- České chemické názvosloví
- Platné číslice a měření
- Základní chemické zákony
- Důležité veličiny a vztahy v chemii
- Chemické rovnice a stechiometrické výpočty
- Koncentrace roztoků
- Rozpustnost, součin rozpustnosti
- Stavba atomu
- Periodická tabulka prvků a periodicita vlastností
- Chemická vazba
- VSEPR
- Komplexní sloučeniny
- Ideální plyn
- Termodynamika
- Chemická rovnováha
- Fázové rovnováhy
- Teorie kyselin a zásad
- pH, aktivita roztoku
- Elektrochemie
- Symetrie molekul
- Lineární regrese
- Odkazy
- Prezentace k semináři z obecné chemie