Utlenianie i redukcja
Reakcje redoks redystrybuują elektrony. Utlenianie oznacza utratę elektronów lub wzrost stopnia utlenienia, a redukcja przyjęcie elektronów lub spadek stopnia utlenienia. Oba procesy muszą zachodzić razem, ponieważ elektrony i ładunek są zachowane. W zapisie półreakcji widać ten bilans bezpośrednio.
Utleniacz i reduktor nazywa się odwrotnie do przemiany
Reduktor oddaje elektrony i sam się utlenia. Utleniacz przyjmuje elektrony i sam się redukuje. W Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu cynk jest reduktorem, a Cu²⁺ utleniaczem.
To rozróżnienie usuwa typowy błąd: nazwa odczynnika opisuje to, co robi drugiej substancji, a nie to, co dzieje się z nim samym.
Stopnie utlenienia ujawniają redoks bez wolnych elektronów
W spalaniu, korozji i wielu reakcjach organicznych elektrony nie pojawiają się w równaniu sumarycznym. Zmiany stopnia utlenienia pozwalają jednak rozpoznać, która część układu jest utleniana i która redukowana.
W CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O węgiel przechodzi z −4 do +4 i jest utleniany, a tlen z 0 do −2 i jest redukowany.
Bilans elektronów
Metoda półreakcji wymusza dwa prawa zachowania
W środowisku kwaśnym rozdziela się reakcję na półreakcje, bilansuje wszystkie atomy poza O i H, następnie O przez H₂O, H przez H⁺, a na końcu ładunek przez elektrony. Liczbę elektronów w półreakcjach zrównuje się przed ich dodaniem.
Końcowe równanie musi zachowywać liczbę atomów każdego pierwiastka oraz całkowity ładunek. Elektrony muszą zniknąć z równania sumarycznego, bo są przekazywane wewnątrz procesu.
Środowisko zasadowe można uzyskać z kwaśnego bilansu
Praktyczny sposób polega na zbilansowaniu półreakcji jak w środowisku kwaśnym, a następnie dodaniu takiej samej liczby OH⁻ do obu stron, aby zamienić H⁺ w H₂O. Nadmiarowe cząsteczki wody skraca się.
Dla redukcji ClO⁻ do Cl⁻ otrzymuje się ostatecznie ClO⁻ + H₂O + 2e⁻ → Cl⁻ + 2OH⁻. Kontrola atomów i ładunku pozostaje obowiązkowa.
Dysproporcjonowanie i komproporcjonowanie
Jedna substancja może jednocześnie ulegać utlenieniu i redukcji. W 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂ tlen startuje ze stopnia −1, przechodzi częściowo do −2 i częściowo do 0: to dysproporcjonowanie.
Proces odwrotny, w którym dwa różne stopnie utlenienia tworzą pośredni, nazywa się komproporcjonowaniem. Oba przypadki nadal podlegają temu samemu bilansowi elektronów.
Redoks mówi o bilansie, nie o szybkości
Zbilansowane równanie i potencjały termodynamiczne mówią o kierunku i liczbie przenoszonych elektronów, ale nie gwarantują szybkiej reakcji. Bariera aktywacji, reorganizacja rozpuszczalnika i transport mogą silnie hamować proces.
W ogniwie galwanicznym związek ΔG = −nFE łączy energię swobodną z napięciem równowagowym. Kinetyka pozostaje osobnym pytaniem: katalizator może przyspieszyć redoks bez zmiany liczby elektronów w zbilansowanej reakcji.
Przykłady rozwiązane
1. 2Fe³⁺ + Sn²⁺ → 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺
Rozwiązanie
Fe³⁺ przyjmuje elektrony, więc jest utleniaczem. Sn²⁺ oddaje elektrony i jest reduktorem.
2. Mn +7 → +2
Rozwiązanie
Spadek o pięć jednostek stopnia utlenienia oznacza przyjęcie 5 e⁻ na atom Mn.
3. Kontrola równania redoks
Rozwiązanie
Poprawne równanie zachowuje atomy i całkowity ładunek; elektrony półreakcji muszą się skrócić.