Redoxní reakce

Oxidačně-redukční reakce – klíčové pojmy

Oxidační stav

Oxidační stav chemického prvku je hypotetický náboj, který by se mohl akumulovat na atomu konkrétního prvku obsaženého v chemické sloučenině, pokud by všechny chemické vazby v této sloučenině byly iontové. V praxi tato situace nenastává vždy (rozklad sloučeniny na jednotlivé kationty a anionty), proto je třeba s oxidačním stavem zacházet jako s konvenčním pojetím. Oxidační stav se rovná náboji konkrétního iontu, takže nabývá kladných nebo záporných hodnot. Označuje se římskou číslicí umístěnou za symbolem chemického prvku. Prvky v různých oxidačních stavech mají různé oxidačně-redukční vlastnosti.

Oxidace

Během oxidace (deelektronace) redukční činidlo zvyšuje svůj oxidační stav, tj. dává elektrony oxidantu. Oxidace ani redukce nemohou probíhat nezávisle, protože elektrony darované jednou chemickou entitou musí být okamžitě přijaty druhou, aby došlo k opačné reakci.

Redukce

Při redukci (elektronaci) snižuje oxidant svůj oxidační stav přijímáním elektronů, tj. redukce je o odběru elektronů. Chemické prvky, které to dělají, se nazývají oxidanty.

Disproporcionační reakce (dismutace)

Disproporcionační reakce je jedním z typů redoxních reakcí. V literatuře se také můžete setkat s termínem: dismutační reakce. Jeho charakteristickým znakem je, že v průběhu redoxní reakce dochází současně k oxidaci a redukci stejného prvku. Aby došlo k disproporcionaci, musí mít dotyčný prvek alespoň tři různé oxidační stavy. Pokud je tato podmínka splněna, sloučenina, která je v přechodném oxidačním stavu, je mnohem méně stabilní ve srovnání s ostatními dvěma stavy. disproporční reakce probíhají spontánně. Atomy jako síra, dusík, fosfor nebo mangan jsou náchylné k tomuto typu redoxní reakce.

Synproporcionační reakce

Synproporcionační reakce, stejně jako disproporcionace, je také typem redoxní reakce. K tomuto procesu dochází, když dvě různé chemické sloučeniny obsahující stejný prvek v různých oxidačních stavech spolu reagují. V důsledku oxidačně-redukční reakce vzniká další sloučenina obsahující tento prvek v novém oxidačním stavu.

Elektronová rovnováha

Při každé oxidačně-redukční reakci, která probíhá, se vymění stejný počet elektronů. Pokud v určitém procesu redukční činidlo daruje například dva elektrony, druhý z dvojice, oxidant, také přijme dva elektrony do svého elektronového obalu. Tato situace se označuje jako tzv. elektronová bilance reakce. Pro celou redoxní reakci by tato rovnováha měla být nulová.

Jak probíhají redoxní reakce?

Základem každé redoxní reakce je oxidace a redukce. Vezmeme-li tyto v úvahu, lze jakýkoli proces zapsat pomocí takzvaných polorovnic, ve kterých jsou specifikovány pouze atomy darující nebo přijímající elektrony. Celá redoxní reakce je tedy svým způsobem o dávání a odebírání elektronů. Mohou tak učinit pouze prvky, které se v chemických sloučeninách vyskytují ve více než jednom oxidačním stupni. Znalost jeho stavů v jednotlivých chemických entitách je nezbytná pro správný zápis a vyvážení redoxních reakcí. Při vyvažování elektronů by měly být kromě správného zápisu polorovnic indikovány oxidační a redukční reakce a také oxidant a redukční činidlo. Mezi oxidanty patří nejčastěji vysoce elektronegativní prvky (skupina 16 a 17 periodické tabulky ), ionty kovů ve vyšších oxidačních stavech, ionty vzácných kovů a oxidační kyseliny (např. kyselina dusičná (V) , kyselina sírová (VI) a jejich směsi s jinými ne – oxidační kyseliny). Nejběžnějšími oxidanty jsou sloučeniny jako KMnO ₄ , K ₂ Cr ₂ O ₇ , KClO ₃ nebo K ₂ S ₂ O ₈ . Redukčními činidly jsou naproti tomu elektropozitivní prvky (obvykle ze skupiny 1 a 2 periodické tabulky), kovy v nulovém oxidačním stavu, molekulární vodík, uhlík, oxid uhelnatý a anionty anorganických kyselin. Nejoblíbenější redukční činidla jsou: Na, Mg, Fe ²⁺ , Cl ^– , Br ^– , SCN ^– . Vzorec redoxní reakce dále udává počet elektronů vyměněných v procesu. Průběh této výměny elektronů je určen redoxním potenciálem zúčastněných reaktantů. Jinými slovy, může být nazýván potenciálem poločlánků nebo elektronovým potenciálem. Podle definice, čím větší je rozdíl potenciálů v systému, tím větší je hnací síla celé oxidačně-redukční reakce.

Lze redoxní reakce pozorovat v každodenním životě?

Může se zdát, že redoxní reakce se objevují jen na stránkách školních učebnic a v hodinách chemie. Nic jiného tomu však být nemůže. Tyto reakce nás provázejí každý den. Stojí za to se o nich dozvědět více, abychom s větším porozuměním pozorovali procesy a prostředí kolem nás. Následují příklady každodenních redoxních reakcí, se kterými se každý z nás jistě setkal:

• Koroze kovů – je nejčastějším procesem znehodnocování kovů a jejich slitin. Vyplývá to z kontaktu povrchu příslušného materiálu s prostředím a atmosférickými podmínkami. Z hlediska mechanismů korozních procesů je nejčastější elektrochemická koroze, ke které dochází v elektrolytovém prostředí, ve vlhkých plynech nebo v půdě s vysokou vlhkostí. V místě vzniku koroze vzniká tzv. korozní článek, ve kterém probíhají elektrodové oxidačně-redukční reakce. Ke znehodnocení kovu vždy dochází v anodické oblasti. Tam jsou elektrony darovány kovem, který oxiduje a ve formě iontů přechází do roztoku elektrolytu. Uvolněné náboje migrují na katodu. Tam se spojují s ionty nebo atomy, které mají schopnost přijímat elektrony. Nejčastěji se jedná o atomy kyslíku ze vzduchu (na katodě budou redukovány na hydroxidové ionty) nebo vodíkové ionty (budou redukovány na molekulární vodík). Na katodě může jeden nebo oba tyto procesy probíhat současně.
• Fotosyntéza – je to proces, který nás provází každý den. Během fotosyntézy buňky přeměňují atmosférický oxid uhličitý a vodu na glukózu a kyslík s využitím sluneční energie. Stejně jako mnoho biochemických procesů probíhajících v živých organismech, fotosyntéza také zahrnuje změnu oxidačních stavů prvků, které tvoří reaktanty. Při této redoxní reakci se atom kyslíku v molekule vody oxiduje na molekulární kyslík. Proto je molekula vody donorem elektronů nebo redukčním činidlem. Akceptorem vzniklého náboje, neboli oxidantem, je oxid uhličitý. Jeho základní atomy uhlíku ve čtvrtém oxidačním stavu jsou redukovány na nulový oxidační stav.
• Galvanické články – články jsou uspořádání dvou elektrod, ponořených do stejného elektrolytu (nebo různých elektrolytů), které jsou vzájemně propojeny pomocí vnějšího obvodu. Každá elektroda ponořená do vlastního elektrolytu (půlčlánku) vykazuje určitý potenciál. Výsledný potenciálový rozdíl, tj. tok proudu (elektronů), je způsoben oxidačně-redukčními reakcemi. Poloviční procesy probíhají na každé elektrodě. Na anodě jsou v důsledku oxidační reakce darovány elektrony, které jsou následně přijímány na druhé elektrodě – katodě – v redukční reakci. Nejčastějším zařízením využívajícím galvanické články jsou baterie, které jsou zdrojem energie například pro automobily. Nejběžnější olovo-kyselina se skládá ze dvou elektrod. Jedna je čisté olovo a druhá je potažena oxidem olovnatým (IV). Oba jsou ponořeny do 37%kyseliny sírové (VI). Umožňuje volnou výměnu elektronů mezi katodou a anodou. Při provozu na baterie začnou probíhat oxidačně-redukční reakce. V tomto případě je anodou olověná elektroda. Olovo začíná oxidovat a přechází z nulového oxidačního stavu až do druhého oxidačního stavu. Současně se uvolňují dva elektrony, které přes elektrolyt migrují ke katodě. Zde začíná proces redukce olova ze čtvrtého oxidačního stupně na olovnatý (II), tj. oxid olovnatý (IV) je přeměněn na síran olovnatý (II). Redoxní reakce je v případě baterie zdrojem energie, kterou lze využít k napájení řady zařízení.