Oksidacija i redukcija
Redoks reakcije preraspodjeljuju elektrone. Oksidacija znači gubitak elektrona ili porast oksidacijskog stanja, a redukcija primanje elektrona ili pad oksidacijskog stanja. Oba procesa moraju se odvijati zajedno jer se elektroni i električni naboj očuvaju. U zapisu polureakcija ta je bilanca izravno vidljiva.
Oksidans i reducens imenuju se prema učinku
Reducens daje elektrone i sam se oksidira. Oksidans prima elektrone i sam se reducira. U Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu cink je reducens, a Cu²⁺ oksidans.
Ova razlika uklanja čestu pogrešku: ime reagensa opisuje što uzrokuje drugoj tvari, a ne što se događa s njim samim.
Oksidacijska stanja otkrivaju redoks bez slobodnih elektrona
Pri izgaranju, koroziji i mnogim organskim reakcijama elektroni se ne pojavljuju u ukupnoj jednadžbi. Promjene oksidacijskih stanja ipak pokazuju koji se dio sustava oksidira, a koji reducira.
U CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O ugljik prelazi iz −4 u +4 i oksidira se, a kisik iz 0 u −2 i reducira se.
Elektronska bilanca
Metoda polureakcija nameće dva zakona očuvanja
U kiselom mediju reakciju podijelimo na polureakcije, izjednačimo sve atome osim O i H, kisik pomoću H₂O, vodik pomoću H⁺, a na kraju naboj elektronima. Broj elektrona u polureakcijama izjednači se prije zbrajanja.
Konačna jednadžba mora očuvati broj atoma svakog elementa i ukupni naboj. Elektroni moraju nestati iz ukupne jednadžbe jer se prenose unutar procesa.
Bazični medij može se izvesti iz kiselog
Praktični postupak najprije izjednači polureakciju kao u kiselom mediju, a zatim na obje strane doda jednaku količinu OH⁻ kako bi se H⁺ pretvorio u H₂O. Višak vode se skrati.
Za redukciju ClO⁻ u Cl⁻ dobiva se ClO⁻ + H₂O + 2e⁻ → Cl⁻ + 2OH⁻. Provjera atoma i naboja i dalje je obvezna.
Disproporcionacija i komproporcionacija
Ista tvar može se istodobno oksidirati i reducirati. U 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂ kisik počinje na −1, dio prelazi na −2, a dio na 0: to je disproporcionacija.
Suprotan tip, u kojem dva različita oksidacijska stanja daju međustanje, jest komproporcionacija. Oba slučaja slijede istu elektronsku bilancu.
Redoks bilanca ne govori o brzini
Izjednačena jednadžba i termodinamički potencijali govore o smjeru i broju prenesenih elektrona, ali ne jamče brzu reakciju. Aktivacijska barijera, reorganizacija otapala i transport mogu snažno usporiti proces.
U galvanskom članku odnos ΔG = −nFE povezuje slobodnu energiju s ravnotežnim naponom. Kinetika ostaje zasebno pitanje: katalizator može ubrzati redoks bez promjene broja elektrona u izjednačenoj jednadžbi.
Riješeni primjeri
1. 2Fe³⁺ + Sn²⁺ → 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺
Rješenje
Fe³⁺ prima elektrone pa je oksidans. Sn²⁺ ih predaje i jest reducens.
2. Mn +7 → +2
Rješenje
Pad za pet oksidacijskih jedinica znači primanje 5 e⁻ po atomu Mn.
3. Provjera redoks jednadžbe
Rješenje
Ispravna jednadžba čuva atome i ukupni naboj; elektroni polureakcija moraju se pokratiti.