Oxidácia a redukcia
Redoxné reakcie prerozdeľujú elektróny. Oxidácia znamená stratu elektrónov alebo zvýšenie oxidačného stavu, redukcia príjem elektrónov alebo zníženie oxidačného stavu. Oba deje musia prebiehať spolu, pretože elektróny aj elektrický náboj sa zachovávajú. V zápise polreakcií je táto bilancia priamo viditeľná.
Oxidačné a redukčné činidlo sa pomenúva podľa účinku
Redukčné činidlo elektróny odovzdáva a samo sa oxiduje. Oxidačné činidlo elektróny prijíma a samo sa redukuje. V Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu je Zn redukčné a Cu²⁺ oxidačné činidlo.
Toto rozlíšenie odstraňuje bežnú chybu: názov činidla opisuje, čo spôsobí druhej látke, nie čo sa deje s ním samotným.
Oxidačné stavy odhalia redox bez voľných elektrónov
Pri spaľovaní, korózii a mnohých organických reakciách sa elektróny v celkovej rovnici nevyskytujú. Zmeny oxidačných stavov však ukazujú, ktorá časť systému sa oxiduje a ktorá redukuje.
V CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O prechádza uhlík z −4 na +4 a oxiduje sa, kyslík z 0 na −2 a redukuje sa.
Elektrónová bilancia
Metóda polreakcií vynucuje dva zákony zachovania
V kyslom prostredí rozdelíme reakciu na polreakcie, vyčíslime prvky okrem O a H, kyslík pomocou H₂O, vodík pomocou H⁺ a nakoniec elektrický náboj pomocou elektrónov. Počet elektrónov v polreakciách sa pred sčítaním vyrovná.
Konečná rovnica musí zachovať počet atómov každého prvku aj celkový náboj. Elektróny musia z celkovej rovnice zmiznúť, pretože sa prenášajú vo vnútri procesu.
Zásadité prostredie možno odvodiť z kyslého
Praktický postup najprv vyčísli polreakciu ako v kyslom prostredí a potom pridá na obe strany rovnaké množstvo OH⁻, aby sa H⁺ previedlo na H₂O. Prebytočná voda sa skráti.
Pre redukciu ClO⁻ na Cl⁻ vyjde ClO⁻ + H₂O + 2e⁻ → Cl⁻ + 2OH⁻. Kontrola atómov a náboja je stále povinná.
Disproporcionácia a komproporcionácia
Jedna látka sa môže súčasne oxidovať aj redukovať. V 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂ začína kyslík na −1, časť prechádza na −2 a časť na 0: ide o disproporcionáciu.
Opačný typ, keď dva rôzne oxidačné stavy tvoria jeden medzistupeň, je komproporcionácia. Oba prípady podliehajú rovnakej elektrónovej bilancii.
Redoxná bilancia nehovorí o rýchlosti
Vyčíslená rovnica a termodynamické potenciály určujú smer a počet prenesených elektrónov, ale nezaručujú rýchlu reakciu. Aktivačná bariéra, reorganizácia rozpúšťadla a transport môžu proces výrazne spomaliť.
V galvanickom článku spája vzťah ΔG = −nFE voľnú energiu s rovnovážnym napätím. Kinetika zostáva samostatnou otázkou: katalyzátor môže redox urýchliť bez zmeny počtu elektrónov vo vyčíslenej rovnici.
Vyriešené príklady
1. 2Fe³⁺ + Sn²⁺ → 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺
Riešenie
Fe³⁺ prijíma elektróny, preto je oxidačné činidlo. Sn²⁺ ich odovzdáva a je redukčné činidlo.
2. Mn +7 → +2
Riešenie
Pokles o päť oxidačných jednotiek znamená príjem 5 e⁻ na atóm Mn.
3. Kontrola redoxnej rovnice
Riešenie
Správna rovnica zachováva atómy a celkový náboj; elektróny polreakcií sa musia vykrátiť.