Reakcje redoks

Reakcje utleniania i redukcji – najważniejsze pojęcia

Stopień utlenienia

Stopniem utlenienia pierwiastka chemicznego, nazywa się hipotetyczny ładunek, jaki mógłby się zgromadzić na atomie danego pierwiastka wchodzącego w skład związku chemicznego, przy założeniu, że wszystkie wiązania chemiczne w tym związku mają charakter wiązań jonowych. W praktyce taka sytuacja nie występuje zawsze (rozpad związku na pojedyncze kationy i aniony), zatem stopień utlenienia powinno się traktować, jako pojęcie umowne. Stopień utlenienia jest równy ładunkowi danego jonu, więc przyjmuje wartości dodatnie lub ujemne. Oznacza się go za pomocą liczby rzymskiej, umieszczonej za symbolem pierwiastka chemicznego. Pierwiastki występujące na różnych stopniach utlenienia mają różne właściwości utleniająco-redukujące.

Utlenianie

W trakcie utleniania (dezelektronacji) reduktor zwiększa swój stopień utlenienia, a zatem oddaje elektrony utleniaczowi. Zarówno utlenianie, jak i redukcja nie mogą przebiegać niezależnie, ponieważ elektrony oddane przez jedno indywiduum chemiczne, muszą od razu zostać pobrane przez drugie, aby zaszła przeciwstawna reakcja.

Redukcja

W trakcie redukcji (elektronacji), utleniacz obniża swój stopień utlenienia, w wyniku przyjęcia elektronów. Zatem redukcja polega na ich pobraniu. Pierwiastek chemiczny, który to robi nazywany jest utleniaczem.

Reakcja dysproporcjonowania (autoredoksydacja, dysmutacja)

Reakcja dysproporcjonowania jest jednym z typów reakcji redoks. W literaturze można także znaleźć określenie: reakcja dysmutacji. Jej cechą charakterystyczną jest to, że w trakcie zachodzenia reakcji redoks, jednocześnie ten sam pierwiastek ulega utlenieniu i redukcji. Aby mogła zajść reakcja dysproporcjonowania, musi być spełniony warunek możliwości występowania danego pierwiastka, na co najmniej trzech stopniach utlenienia. W takim przypadku związek, który występuje na pośrednim stopniu utlenienia, wykazuje znacznie mniejszą trwałość w porównaniu do pozostałych dwóch stopni. Reakcje dysproporcjonowania przebiegają samorzutnie. Na ten rodzaj reakcji redoks podatne są takie atomy jak siarka, azot, fosfor czy mangan.

Reakcja synproporcjonowania

Reakcja synproporcjonowania, podobnie jak dysproporcjonowania, jest także jednym z typów reakcji redoks. Zachodzenie tego rodzaju procesu polega na tym, że dwa, różne związki chemiczne, zawierające ten sam pierwiastek na różnych stopniach utlenienia, reagują ze sobą. W wyniku zachodzenia utleniania-redukcji, powstaje inny związek tego pierwiastka o nowej wartości stopnia utlenienia.

Bilans elektronowy

W każdej zachodzącej reakcji utleniania oraz redukcji, wymieniana jest taka sama ilość elektronów. Jeżeli reduktor w danym procesie oddaje np. dwa elektrony, to drugi z pary, czyli utleniacz, przyjmie na swoją powłokę elektronową również dwa elektrony. Taką sytuację określa się, jako tak zwany bilans elektronowy reakcji. Bilans ten dla całej reakcji redoks powinien wynosić zero.

W jaki sposób zachodzą reakcje redoks?

Podstawą każdej reakcji redoks jest utlenianie i redukcja. Biorąc je pod uwagę, każdy proces można rozpisać stosując tak zwane równania połówkowe, w których wyszczególnia się tylko atomy oddające lub pobierające elektrony. Zatem cała reakcja redoks poniekąd polega na oddawaniu i pobieraniu elektronów. Mogą to czynić jedynie pierwiastki, które w związkach chemicznych występują na więcej niż jednym stopniu utlenienia. Znajomość jego wartości dla poszczególnych indywiduów chemicznych, jest niezbędna do prawidłowego zapisu i zbilansowania reakcji redoks. Podczas takiego bilansu, oprócz poprawnego zapisu równań połówkowych, należy także wskazać reakcje utleniania, redukcji oraz odpowiednio utleniacz i reduktor. Do utleniaczy najczęściej zalicza się pierwiastki o dużej elektroujemności (16 i 17 grupa układu okresowego pierwiastków), jony metali na wyższych stopniach utlenienia, jony metali szlachetnych oraz kwasy utleniające (np. kwas azotowy (V), kwas siarkowy (VI) i ich mieszaniny z innymi kwasami nieutleniającymi). Najpopularniejszymi utleniaczami są takie związki jak KMnO₄, K₂Cr₂O₇, KClO₃ lub K₂S₂O₈. Reduktorami natomiast są pierwiastki elektrododatnie (najczęściej z 1 i 2 grupy układu okresowego), metale o zerowym stopniu utlenienia, wodór cząsteczkowy, węgiel, tlenek węgla oraz aniony kwasów nieorganicznych. Najczęściej wybierane reduktory to: Na, Mg, Fe²⁺, Cl^–, Br^–, SCN-. W zapisie reakcji redoks ponadto zaznacza się ilość wymienianych w procesie elektronów. Przebieg tej wymiany elektronów, określa się poprzez potencjał redoks reagentów biorących w niej udział. Inaczej można to nazwać potencjałem półogniwa lub potencjałem elektronowym. Z definicji, im większa jest różnica potencjałów w układzie, tym większa jest siła napędowa całej reakcji utleniania-redukcji.

Czy na co dzień można zaobserwować reakcje redoks?

Może się wydawać, że reakcje redoks to temat, z którym mamy do czynienia jedynie na stronach szkolnych podręczników i na lekcji chemii. Jednak nic bardziej mylnego. Tego rodzaju reakcje towarzyszą nam każdego dnia. Warto zdobyć więcej informacji na ich temat i z większym zrozumieniem obserwować otaczające nas procesy i środowisko. Poniżej przedstawione są przykłady reakcji redoks w codziennym życiu, z którymi każdy z nas na pewno się zetknął:

• Korozja metali – jest najczęściej występującym procesem niszczenia metali i ich stopów. Powstaje pod wpływem kontaktu powierzchni danego materiału z otoczeniem i czynnikami atmosferycznymi. Biorąc pod uwagę mechanizmy procesów korozyjnych, najczęściej mamy do czynienia z korozją elektrochemiczną, która zachodzi w środowisku elektrolitów, w wilgotnych gazach lub glebie o dużym poziomie wilgotności. W miejscu powstania korozji, tworzy się tak zwane ogniwo korozyjne, w którym przebiegają elektrodowe reakcje utleniania-redukcji. Niszczenie metalu zawsze zachodzi w obszarze anodowym. Następuje tam oddanie elektronów przez metal, który w ten sposób się utlenia i w postaci jonów przechodzi do roztworu elektrolitu. Uwolnione ładunki migrują do katody. Tam łączą się z jonami lub atomami, mającymi zdolność przyłączania elektronów. Najczęściej są nimi tlen z powietrza (na katodzie będzie się redukował do jonów wodorotlenowych) lub jony wodorowe (ulegną redukcji do cząsteczkowego wodoru). Na katodzie może zachodzić jeden z wymienionych procesów lub oba na raz.
• Fotosynteza – jest procesem, który towarzyszy nam każdego dnia. Podczas fotosyntezy komórki przekształcają dwutlenek węgla zawarty w powietrzu i wodę, w glukozę i tlen, przy współudziale energii słonecznej. Podobnie jak wiele procesów biochemicznych w organizmach żywych, również fotosynteza przebiega ze zmianą stopni utlenienia pierwiastków wchodzących w skład reagentów. W tej reakcji redoks utlenieniu ulega atom tlenu w cząsteczce wody do cząsteczkowego tlenu. Zatem woda jest donorem elektronów, czyli reduktorem. Akceptorem powstałych ładunków, czyli utleniaczem jest dwutlenek węgla. Wchodzące w jego skład atomy węgla redukują się z czwartego stopnia utlenienia do zerowego.
• Ogniwa galwaniczne – ogniwami nazywa się układy dwóch elektrod, zanurzonych w tym samym elektrolicie (lub różnych elektrolitach), które są ze sobą połączone za pomocą zewnętrznego obwodu. Każda z elektrod zanurzonych w swoim elektrolicie (półogniwo), wykazuje pewien potencjał. Powstająca różnica potencjałów, czyli przepływ prądu (elektronów), jest spowodowana zachodzącymi reakcjami utleniania-redukcji. Na każdej elektrodzie mają miejsce połówkowe procesy. Na anodzie, w wyniku reakcji utleniania oddawane są elektrony, które zostają pobrane na drugiej elektrodzie – katodzie – w reakcji redukcji. Najpopularniejszymi urządzeniami wykorzystującymi ogniwa galwaniczne są akumulatory, stanowiące źródło energii np. dla samochodów. Najpopularniejszy kwasowo-ołowiowy zbudowany jest z dwóch elektrod. Jedna z nich to czysty ołów, a druga jest pokryta tlenkiem ołowiu (IV). Obie zanurzone są w 37% kwasie siarkowym (VI). Dzięki niemu możliwa jest swobodna wymiana elektronów między katodą i anodą w takim ogniwie. W trakcie pracy akumulatora zaczynają zachodzić reakcje utleniania i redukcji. Anodą w tym przypadku jest elektroda ołowiowa. Ołów zaczyna się utleniać i przechodzi z zerowego stopnia utlenienia do do stopnia drugiego. Jednocześnie uwalniane są dwa elektrony, które poprzez elektrolit migrują do katody. Tam rozpoczyna się proces redukcji ołowiu z czwartego stopnia utlenienia do ołowiu (II), czyli tlenek ołowiu (IV) przekształcany jest w siarczan ołowiu (II). W przypadku akumulatora reakcja redoks jest źródłem energii, którą następnie można wykorzystać do zasilania wielu urządzeń.