KINETYKA 

KINETYKA 

   

   

 

 

CHEMICZNA

CHEMICZNA

 

 

 

 

KINETYKA 

KINETYKA 

   

   

 

 

CHEMICZNA

CHEMICZNA

 

 

 

 

             v - szybkość reakcji
C

A

, C

B

, C

C

 - stężenia reagentów w danej chwili

             k - współczynnik proporcjonalności zwany 
                   współczynnikiem  szybkości  reakcji  
lub            
                   stałą szybkości reakcji

A + B  C

dt

dc

dt

dc

dt

dc

v

C

B

A













Kinetyka chemiczna

Kinetyka chemiczna

 

 

-

-

 

 

nauka  zajmująca 

się  

                                            przebiegiem reakcji 

                                      

chemicznych w 

czasie

v = k 

v = k 





 C

 C

A

A

 

 





 C

 C

B

B

 

 

Zmiana st

Zmiana st

ęż

ęż

enia jednego z substratów w 

enia jednego z substratów w 

zale

zale

ż

ż

no

no

ś

ś

ci od czasu przebiegu reakcji

ci od czasu przebiegu reakcji

 

 

               [

dx/dt oznacza pochodną stężenia względem czasu, 

                 czyli prędkość reakcji w danej chwili

]

 

 

 

 

 

 

k -

 

nie zależy od stężenia reagentów

k -

   od:

      

– rodzaju reakcji

      

 – temperatury reakcji

     

 – katalizatorów użytych do 

                       przeprowadzenia reakcji

v = k 

v = k 





 C

 C

A

A

 

 





 C

 C

B

B

 

 

Dla reakcji:

2 A + B  C

 

A + A + B  C

 

v = k  C

A

  C

A

  C

B

 = k  C

A

2

  C

B

Dla reakcji:
aA + bB + cC  produkty

 

v = k (C

A

)

a

  (C

B

)

b

  

(C

C

)

c

......

 

 

Stężenie 

Stężenie 

substratów 

substratów 

oraz 

oraz 

produktów 

produktów 

reakcji

reakcji

jako funkcja czasu dla  

jako funkcja czasu dla  

odwracalnej

odwracalnej

 

 

 reakcji 

 reakcji 

chemicznej 

chemicznej 

C

A

, C

B

C

C



 t

Stężenie, C

Czas, t

 

 

Przebieg reakcji odwracalnej 

w zależności od czasu

 

 

Stężenie substratów

 

i 

produktów

 

oraz 

szybkość (prędkość) reakcji jako funkcja 

czasu

 

dla 

nieodwracalnej

 

reakcji chemicznej

Stężenie produktów

Stężenie substratów

 

 

         - liczba cząsteczek biorących udział w 

elementarnym etapie

                                                                           reakcji 

chemicznej

   Rozróżniamy reakcje:

    

–  jednocząsteczkowe,

     

–  dwucząsteczkowe,

     

–  trójcząsteczkowe,  itd.

szybkość reakcji zależy od etapu wolniejszego  
- I,
 

reakcja trzycząsteczkowa

CZĄSTECZKOWOŚĆ 

REAKCJI  CHEMICZNYCH

    (I)  2NO+H

2

 

N

2

+2H

2

O

2

   (II)  H

2

O

2

+H

2

 H

2

O  

2NO+2H

2

 N

2

+2H

2

O

 

 

        

Reakcje jednocząsteczkowe

 

 

- 

reakcje 

                         samorzutnego rozkładu lub 

przemiany 

                                           jednego rodzaju 

cząsteczek 

     

     

A  produkty 

     v = k  C

A

     

     

Br

Br

2

2

 

 





 2 Br

 2 Br

  

  

     

     

v = k 

v = k 

.

.

 C

 C

Br

Br

2

2

N

2

O

4 

 2NO

2

N

2

O

5 

 

2NO

2

+1/2O

2

 

Pb(C

2

H

5

)

4

 

Pb+2C

4

H

10

N

2

O 

NO+1/2N

2

C

2

H

5

Br 

C

2

H

4

+HBr

Reakcje 

Reakcje 

jednocząsteczkow

jednocząsteczkow

e

e

E

E

A

A

  

  

kJ/mol

kJ/mol

58

103
154
222
230

 

 

  

  

H

H

2

2

 + Cl

 + Cl

2

2

 

 





 2HCl 

 2HCl 

2HI 

2HI 





 H

 H

2

2

 + I

 + I

2

2

 

 

  

  

v = k 

v = k 





 C

 C

H

H

 

 





 C 

 C 

Cl

Cl

      

      

v = k 

v = k 

.

.

 

 

C

C

2

2

HI

HI

   

   

2

2

2

2

Reakcje dwucząsteczkowe

 

-  w 

       utworzeniu najmniejszej ilości produktu 

biorą 

udział  dwie cząsteczki różne lub jednakowe 

A + B  produkty 

lub

 A +A  

produkty

 

 

W reakcjach trójcząsteczkowych

 

 

reagują ze sobą trzy cząstki

H

H

2

2

SO

SO

3

3

 + I

 + I

2

2

 + H

 + H

2

2

O 

O 





 H

 H

2

2

SO

SO

4

4

 + 2HI

 + 2HI

 

 

v = k 

v = k 





 C

 C

H

H

  

  

SO

SO

 

 





 C

 C

I  

I  





 C

 C

H

H

  

  

O

O

 

 

lub  

lub  

   

   

2NO + O

2NO + O

2

2

 

 





 2NO

 2NO

2

2

 

 

v = k 

v = k 





 C

 C

2

2

NO

NO

 

 





 C

 C

O

O

3

3

2

2

2

2

2

2

2

2

 

 

suma wykładników potęg 
a+b 
w równaniu v=k[A]

a

[B]

b

Reakcje pierwszego rzędu

 

 

- 

reakcje, których 

szybkość zmienia
                                                                      się tak, jak gdyby  były one 
                                                                      reakcjami 
jednocząsteczkowymi

                                                                                                          np

.

 N

2

O

4 

 

2NO

2

Rzędowość reakcji

 

 

szybko

szybko

ść

ść

 reakcji chemicznych zmienia si

 reakcji chemicznych zmienia si

ę

ę

 

 

bezustannie w miar

bezustannie w miar

ę

ę

 ich przebiegu

 ich przebiegu

szybko

szybko

ść

ść

 w danym momencie  oznacza 

 w danym momencie  oznacza 

niesko

niesko

ń

ń

czenie ma

czenie ma

łą

łą

 zmian

 zmian

ę

ę

 st

 st

ęż

ęż

enia dc w 

enia dc w 

niesko

niesko

ń

ń

czenie krótkim czasie dt

czenie krótkim czasie dt

           

           

   

   

dc

dc

                     

                     

v = ----

v = ----

                           

                           

  

  

dt

dt

 

 

0

0

c

1

1

0,69

t

lnc /

ln2

k

2

k

k

=

=

=

0

c

1

t

ln

k

c

=

dla c=c

o

/2

...

D

C

B

A







Dla reakcji pierwszego rzędu nieodwracalnej

(A        produkty)

 

 

 

Wykres przebiegu 

Wykres przebiegu 

reakcji pierwszego 

reakcji pierwszego 

rz

rz

ę

ę

du 

du 

 

Wykres 

Wykres 

przebiegu 

przebiegu 

reakcji drugiego

reakcji drugiego 

 

rz

rz

ę

ę

du w zale

du w zale

ż

ż

no

no

ś

ś

ci 

ci 

od warto

od warto

ś

ś

ci sta

ci sta

ł

ł

ej 

ej 

szybko

szybko

ś

ś

ci reakcji

ci reakcji

 

 

reakcje pierwszorzędowe

reakcje drugorzędowe

 

 

Dla nieodwracalnej reakcji drugiego rz

Dla nieodwracalnej reakcji drugiego rz

ę

ę

du 

du 

 

 

 

 

t = 

1

k

2

c

0












1

0

c

= 

1

0

k c



 

dla c=c

o

/2

C

C

B

B

 

 

v

v

 

 

=

=

 

 

 

 

=

=

 

 

k

k

 

 





 

 

C

C

A

A

 

 





 

 

-dc

-dc

 

 

dt

dt

...

E

D

C

B

A









 

 

Dla reakcji 

Dla reakcji 

wielocz

wielocz

ą

ą

steczkowej 

steczkowej 

nieodwracalnej 

nieodwracalnej 

typu

typu

 

r

r

 

 

-

-

 

 

l

l

i

i

c

c

z

z

b

b

a

a

 

 

c

c

z

z

ą

ą

s

s

t

t

e

e

c

c

z

z

e

e

k

k

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

s

s

u

u

b

b

s

s

t

t

r

r

a

a

t

t

ó

ó

w

w

 

 

(

(

 

 

l

l

 

 

+

+

 

 

m

m

 

 

+

+

 

 

n

n

)

)

 

 

-dc

-dc

 

 

dt

dt

v

v

 

 

=

=

 

 

 =

 

 

 

k 

k 

. 

. 

c

c

a

a

A

A

 .

 .

 c

 c

b

b

B

B

 .

 .

 c

 c

c

c

C

C

 

 

k = 

k = 

1

1

1

1

1

1

1

1

t

t

r

r

c

c

r

r

(

(

)

)









































1

1

1

1

c

c

o

o

r

r

aA bB cC ....

produkty

+

+

+ �

 

 

CZYNNIKI  WPŁYWAJĄCE  NA  

SZYBKOŚĆ REAKCJI  

CHEMICZNYCH

— charakter substancji reagujących
— temperatura
— charakter środowiska
— katalizatory
— ciśnienie 

(gdy reakcja przebiega w fazie gazowej)

— promieniowanie elektromagnetyczne 

(gdy 

reakcja 
                                                            jest 
fotochemiczna)

— rozwinięcie powierzchni 

(gdy reakcja ma 

przebieg 

                                                          powierzchniowy)

 

 

    

    

   

   

wpływ rozpuszczalnika na wiązania w

   reagujących cząsteczkach

   

   

wpływ katalityczny rozpuszczalnika

       •  

w jednorodnym środowisku (ciekłym 

lub 

         gazowym) reakcje przebiegają szybko 

      •  

w środowisku stałym procesy 

chemiczne 

        zachodzą bardzo wolno

Wpływ charakteru środowiska

 

 

Wpływ charakteru 

substancji 

reagujących

szybko

szybko

 przebiegaj

 przebiegaj

ą

ą

 reakcje zachodz

 reakcje zachodz

ą

ą

ce 

ce 

 

 

pomi

pomi

ę

ę

dzy  kationami  i  anionami

dzy  kationami  i  anionami

 

 

[mała  energia 

[mała  energia 

aktywacji]

aktywacji]

wolniej 

przebiegają 

reakcje 

między 

wolniej 

przebiegają 

reakcje 

między 

cząsteczkami

cząsteczkami

o wiązaniach atomowych

o wiązaniach atomowych

— cząsteczki dipolowe przyciągają się silniej niż cząsteczki 
    niebiegunowe

— stosunkowo szybko zachodzą reakcje jeśli wiązania w 
obrębie 
    reagujących ze sobą cząsteczek nie są rozrywane

— reakcje przebiegają wolno w przypadku  niszczenia wiązań w 
    cząsteczkach reagujących i tworzenia nowych wiązań w 
cząsteczkach
    produktu

 

 

 

 

    

    

w reakcjach, w których bior

w reakcjach, w których bior

ą

ą

 udzia

 udzia

ł

ł

 cia

 cia

ł

ł

a 

a 

sta

sta

ł

ł

e 

e 

  

  

    

    

 

 

szybko

szybko

ść

ść

 reakcji zale

 reakcji zale

ż

ż

y od

y od

 stopnia 

 stopnia 

rozwinięcia 

rozwinięcia 

     

     

pow

pow

ierzchni

ierzchni

 ciała stałego

 ciała stałego

       

       

     

     

mieszanie cieczy przy

mieszanie cieczy przy

s

s

piesza reakcj

piesza reakcj

ę -

ę -

 ruch 

 ruch 

   

   

     

     

cieczowy wywo

cieczowy wywo

ł

ł

uje szybsz

uje szybsz

ą

ą

 dyfuzj

 dyfuzj

ę

ę

Wpływ charakteru 

substancji 

reagujących

 

 

Wpływ temperatury

Wpływ wzrostu temperatury na szybkość reakcji 
jest określony przez tzw. współczynnik 
temperaturowy

2 <  < 4

 = 

k

t

k

t+10

k

k

t        

t        

–  

–  

stała szybkości reakcji w temperaturze t

   

   

k

k

t+10

t+10

 

 

–  

–  

stała szybkości reakcji w temperaturze  

t+10

 

 

Mechaniz

m 

działania 

enzymu

 

 

Mechanizm deaktywacji 

enzymu

 

 

wg  Arrheniusa (1889r.):

C i A 



 dwie stałe charakterystyczne

           dla poszczególnych reakcji  
     R 



 stała gazowa (pv=RT) 

     T 



 temperatura (K)

Wpływ temperatury na 

szybkość reakcji chemicznej

R

A

tg 



                                1/T

ln k

RT

A

C

k

ln





 

 

w 

reakcji 

biorą 

udział 

tylko 

te 

cząsteczki,   
które posiadają szybkość ruchu większą 
    
niż średnia szybkość

 cząsteczek

A 

- 

molowa  energia 

aktywacji 

(energia  
            potrzebna  wzbudzenia  1  mola 
substancji)

im  wyższa  wartość  A,  tym  reakcja 
zachodzi 
trudniej i wolniej

wg  Arrheniusa (1889r.):

 

 

liczba aktywnych cz

liczba aktywnych cz

ą

ą

steczek w 

steczek w 

uk

uk

ł

ł

adzie 

reaguj

adzie 

reaguj

ą

ą

cym 

jest 

cym 

jest 

okre

okre

ś

ś

lona

lona

:

:

N

a

 

=

 

RT

A

0

e

N

 

=

 

N

0

e

-

A

/

R

T

 

 

N  liczba cząsteczek aktywnych

N

o

 liczba ogólna cząsteczek

 e  podstawa logarytmu naturalnego (e=2,72)

 A  energia aktywacji w kal/mol

 R  stała gazowa ( R= 2 kal/mol)

 T  temperatura w skali bezwzględnej 

równaniem BOLTZMANNA:

równaniem BOLTZMANNA:

 

 

Wed

Wed

ł

ł

ug teorii aktywacji, 

ug teorii aktywacji, 

cz

cz

ą

ą

steczki aktywne

steczki aktywne

 są to

 są to

:

:

cząsteczki o większej energii 
kinetycznej ruchu

cząsteczki, w których elektrony 
znajdują się na wyższych poziomach 
energetycznych
cząsteczki odkształcone o 
nienormalnych odległościach 
międzyatomowych
cząsteczki o wzmożonych drganiach 
atomów

 

 

Aktywacj

Aktywacj

ę

ę

 mo

 mo

ż

ż

na osi

na osi

ą

ą

gn

gn

ąć 

ąć 

poprzez

poprzez

:

:

 

 

wzrost temperatury 
 
pochłonięcie energii kwantów 
świetlnych
 
naświetlenie radiochemiczne 

tj. przez 

zderzenie
                 z cząstkami , neutronami lub 

elektronami

 
zastosowanie katalizatorów - na skutek 
adsorpcji cząsteczek na powierzchni 
katalizatora i ich odkształcenia

 

 

Wpływ katalizatorów 

Katalizatory 

— 

substancje 

przyspieszające 

lub 

opóźniające 

                         reakcję, które po ukończeniu reakcji same 

                         pozostają niezmienione

Katalizatory dodatnie - 

aktywatory

Katalizatory ujemne -  inhibitory

         Kataliza — zjawisko przyspieszania lub opóźniania 

reakcji

                           pod wpływem katalizatora

 

 

KATALIZATORY nie zużywają się w 

reakcji, mogą jednak zmieniać swą 

postać

- katalizatory zmieniają stałą szybkości reakcji

-  małe  ilości  katalizatorów  powodują 

przemianę

  dużych ilości substancji
- nie istnieją katalizatory uniwersalne

-  działanie  katalityczne  powoduje  obniżenie 

energii

  aktywacji reakcji

2

MnO

3

O

3

KCl

2

KClO

2

2





 



 

 

E

n

e

rg

ia

 

p

o

te

n

c

ja

ln

a

, 

k

J

Stan przejściowy

Substraty

Postęp reakcji

Produkty

CO + NO

CO + NO

2

2

 

 





 CO

 CO

2 

2 

+ NO

+ NO

 

 

H+HBrHH+B

r

      

H = -67 kJ

 

 
reakcja 
egzotermiczna 

E

n

e

rg

ia

Postęp reakcji

Substrat
y

Produkty

Katalizowan

a reakcja

Niekatalizow
ana reakcja

Wpływ katalizatora na energię 
                                         
aktywacji

 

 

Zmiany energii podczas reakcji 

Zmiany energii podczas reakcji 

zachodzącej bez udziału katalizatora (a) 

zachodzącej bez udziału katalizatora (a) 

i w obecności katalizatora (b) 

i w obecności katalizatora (b) 

a

b

 

 

Wpływ katalizatora na zmianę stężeń substratów 

i produktów reakcji oraz na położenie stanu 

równowagi reakcji

początkowe stężenie substratów

początkowe stężenie produktów

stan równowagi

 

 

Wpływ inhibitora na przebieg reakcji

Wpływ inhibitora na przebieg reakcji

prędkoś

ć 

reakcji

stężenie 

produktu

 

 

Schemat reakcji zachodzącej na 

Schemat reakcji zachodzącej na 

powierzchni 

powierzchni 

katalizatora

katalizatora

C

2

H

4 

+ H

2

 C

2

H

6

 

 

Teoria  zderzeń aktywnych 

w  zderzeniu  następuje  przegrupowanie  atomów  i 
elektronów, 

co 

powoduje 

przemianę 

wiązań 

chemicznych 

i 

powstanie 

nowych 

substancji 

chemicznych 

 podczas reakcji substancji A z substancją B, 
cząstki A   
 muszą zderzać się z cząstkami B

gdyby  każde  zderzenie  prowadziło  do 
reakcji, 
przebiegałaby ona momentalnie

nadmiar  energii,  ponad  średni  poziom  potrzebny  w 
zderzeniu  do  zajścia  reakcji  chemicznej,  nazywa  się 
energią aktywacji 

 

 

Zgodnie  z  teorią  zderzeń  szybkość 
każdego  etapu  reakcji  jest  wprost 
proporcjonalna do:

liczby zderzeń w jednostce czasu cząstek 
biorących udział w danym etapie

stosunku zderzeń efektywnych do 
całkowitej liczby zderzeń 

 

 

Reakcje   łańcuchowe 

Reakcje łańcuchowe

 —

 reakcje złożone z 

szeregu   
                                       rozwijających się 
procesów  
                                       powiązanych

 

ze sobą

Cl

HCl

H

Cl

H

HCl

Cl

H

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

HCl

2

Cl

H

2

2

2

2

h

2

2

















 













 

 

 

 

Statyka chemiczna  - zajmuje się tzw. 

      stanami 

równowagi 

A + B    C + D  

stan równowagi

stan równowagi

 nie jest stanem 

 nie jest stanem 

spoczynku, 

spoczynku, 

lecz 

lecz 

stanem zrównowa

stanem zrównowa

ż

ż

onej 

onej 

aktywno

aktywno

ś

ś

ci

ci

 

 

stężenia składników  reakcji nie ulegają w 
czasie żadnym  zmianom 

szybkości reakcji przebiegających w obu 
kierunkach są jednakowe

Charakterystyka stanu równowagi

Charakterystyka stanu równowagi

 

 

PRAWO  

RÓWNOWAGI  CHEMICZNEJ

nA + mB  pC + qD

v

1

= k

1

.

 C

a

n

 

.

 C

B

m

v

2

= k

2

.

 C

C

p

 

.

 C

D

q

w stanie równowagi v

1

=v

2

k

1

.

 C

A

n

 

.

 C

B

m 

=k

2

.

 C

C

p

 

.

 C

D

q

C

C

p

 

.

 C

D

q

C

A

n

 

.

 C

B

m

k

1

k

2

=

=  

K

 

 

mała 
wartość

 

 

duża 
wartość

 

 

   

    dla  reakcji  zachodzącej  między 

gazami:

nA + mB  rC + qD

 

 

m

B

n

A

q

D

r
C

p

p

p

p

p

K







m

B

n

A

q

D

r
C

c

c

c

c

c

K







stosuje się stałą ciśnieniową

zamiast stałej stężeniowej

 

 

 

 

C (ciało stałe) + H

2

O  CO + H

2

 

dla układów niejednorodnych:

dla układów niejednorodnych:

O

H

H

CO

2

2

c

c

c

K





 

 

Jeżeli układ będący w stanie równowagi 

poddamy działaniu zewnętrznemu, tj. zmianie 

stężenia reagentów, zmianie ciśnienia lub 

zmianie temperatury, to w układzie tym 

przesuwa się równowaga chemiczna w kierunku 

kompensacji tych zmian 

REGUŁA PRZEKORY 

REGUŁA PRZEKORY 

LE CHATELIER

LE CHATELIER

’A,

’A,

 

 

ZASADA 

ZASADA 

PRZECIWDZIAŁANIA

PRZECIWDZIAŁANIA

 (1887 

 (1887 

R.)

R.)

:

:

 

 

Zmiana ciśnienia wywiera wpływ na 

kierunek reakcji jedynie wtedy, gdy 

liczba moli produktów reakcji jest 

różna od liczby substratów np.: 

  

                            

N

2

+O

2

  2NO

N

2

+3H

2

2NH

3  

N

2

O

4

 

2NO

2

 

 

N

2

O

4 

2NO

2

 

 

4 mole 
gazów

2 mole 

gazów

Obniżenie ciśnienia

Przesunięcie 

położenia stanu 

równowagi w 

lewo

 

 

Zwiększenie 
ciśnienia

4 mole 
gazów

2 mole 

gazów

Przesunięcie położenia stanu 

równowagi w lewo

 

 

Wpływ 

Wpływ 

zmiany 

zmiany 

stężenia 

stężenia 

na stan 

na stan 

równowagi

równowagi

przesunięcie 
położenia stanu 
równowagi w prawo

 

 

przesunięcie 

położenia stanu 

równowagi w lewo

 

 

A – stała charakterystyczna dla danej 

reakcji
Q – ciepło reakcji
R – stała gazowa
T – temperatura

Wpływ temperatury 

na stan równowagi

RT

Q

A

K

ln





 

 

Wpływ temperatury na stan równowagi

  REAKCJE   EGZOTERMICZNE  

nA + mB  rC + qD + 

Q    

nA + mB  rC + qD + 

Q    

v

1

= k

1

.

 C

a

n

 

.

 C

B

m        

v

2

= k

2

.

 C

C

p

 

.

 C

D

q

nA + mB         rC + qD + Q

nA + mB         rC + qD + Q

podwyższenie

temperatury

nA + mB         rC + qD + Q

nA + mB         rC + qD + Q

obniżenie 

temperatury

C

C

C

C

p

p

 

 

.

.

 C

 C

D

D

q

q

C

C

A

A

n

n

 

 

.

.

 C

 C

B

B

m

m

K =

K =

 

 

Wpływ temperatury na stan równowagi

  REAKCJE   ENDOTERMICZNE  

nA + mB  rC + qD + 

Q    

nA + mB  rC + qD + 

Q

    

v

1

= k

1

.

 C

a

n

 

.

 C

B

m        

v

2

= k

2

.

 C

C

p

 

.

 C

D

q

nA + mB         rC + qD - Q

nA + mB         rC + qD - Q

podwyższenie

temperatury

nA + mB         rC + qD - Q

nA + mB         rC + qD - Q

obniżenie 

temperatury

C

C

C

C

p

p

 

 

.

.

 C

 C

D

D

q

q

C

C

A

A

n

n

 

 

.

.

 C

 C

B

B

m

m

K =

K =

 

 

 

 

Utlenianie 





utrata elektronów przez związek

ulegający utlenieniu

 

 

2Zn + O

2



2ZnO

2Mg + O

2

  

2 MgO

Zn + S  ZnS

Redukc
ja

 

 





  pobieranie elektronów przez związek

ulegający

redukcji

utleniacz  









  

  

elektrobiorca

reduktor  









  

  

elektronodawca

PROCESY  OKSYDACYJNO - REDUKCYJNE

Procesowi utleniania towarzyszy zawsze

proces redukcji i odwrotnie

 

 

Schemat reakcji redoks

 

 

Schemat reakcji redoks

 

 

Stopień utlenienia

 - liczba 

dodatnich lub ujemnych ładunków 

elementarnych, jakie

 przypisalibyśmy atomom 

pierwiastka, gdyby cząsteczka w 

skład której wchodzi miała tylko 

wiązania jonowe.

Utlenianie - proces, w którym stopień 
utlenienia wzrasta
Utleniacz -  substancja, w której stopień 
utlenienia maleje

Redukcja - proces, w którym stopień utlenienia 
maleje
Reduktor - substancja, której stopień utlenienia 
rośnie

 

 

Schemat procesu utleniania i 

redukcji

 

 

Najczęściej stosowanymi 

utleniaczami są:

1. anoda podczas elektrolizy
2. chlorowce
3. chlorany
4. związki manganu na +VI i +VII stopniu    

utlenienia

5. związki chromu na +VI stopniu utlenienia 
6. stężony kwas siarkowy VI
7. kwas azotowy V i jego sole
8. ozon, tlen, nadtlenek wodoru, nadtlenki 

metali

9. jony metali szlachetnych
10. łatwo redukujące się tlenki 

 

 

1. Katoda podczas elektrolizy
2. Wodór
3. Węgiel i tlenek węgla II
4. KI, HBr, HCl
5. Sole cyny II i żelaza II
6. Siarkowodór, kwas siarkowy IV i jego 

bezwodnik 

Najczęściej stosowanymi reduktorami są:

 

 

               

Właściwości redoks innych 

substancji:

1. Gazy szlachetne - chemicznie nieaktywne
2. Jony metaloidów o bardzo wysokim stopniu 

utlenienia - utleniacze

3. Jony dodatnie metali i metaloidów o 

pośrednim stopniu utlenienia - w zależności 
od reagenta - utleniacze lub reduktory
                     2Fe Cl

2

 + Cl

2 

 2 FeCl

3 

                     FeO + CO  Fe + CO

2

 

 

Właściwości redoks innych substancji:

4. Atomy metaloidów - w zależności od 

reagenta - utleniacze lub reduktory

         Fe + S  FeS

                     S + O

2 

 SO

2

5. Atomy metali - typowe reduktory

6. Ujemne jony metaloidów - reduktory 

         2 HI + S  H

2

S + I

2

7. Atomy wodoru - reduktory

                           CuO + H

2

  Cu + H

2

O

 

 

Metal aktywniejszy redukuje metal mniej 

aktywny