Oksidacija in redukcija
Redoks reakcije prerazporedijo elektrone. Oksidacija pomeni izgubo elektronov ali zvišanje oksidacijskega stanja, redukcija pa sprejem elektronov ali znižanje oksidacijskega stanja. Oba procesa morata potekati skupaj, ker se elektroni in električni naboj ohranjajo. V zapisu polreakcij je ta bilanca neposredno vidna.
Oksidant in reducent poimenujemo po njunem učinku
Reducent oddaja elektrone in se sam oksidira. Oksidant sprejema elektrone in se sam reducira. V Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu je Zn reducent, Cu²⁺ pa oksidant.
Ta razlika prepreči pogosto napako: ime reagenta opisuje, kaj povzroči drugi snovi, ne pa kaj se zgodi z njim samim.
Oksidacijska stanja razkrijejo redoks brez prostih elektronov
Pri gorenju, koroziji in številnih organskih reakcijah elektronov v skupni enačbi ne vidimo. Spremembe oksidacijskih stanj pa pokažejo, kateri del sistema se oksidira in kateri reducira.
V CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O preide ogljik iz −4 v +4 in se oksidira, kisik pa iz 0 v −2 in se reducira.
Elektronska bilanca
Metoda polreakcij vsili dva zakona ohranitve
V kislem mediju reakcijo razdelimo na polreakcije, uravnotežimo vse atome razen O in H, kisik z H₂O, vodik z H⁺ in nazadnje naboj z elektroni. Število elektronov v polreakcijah izenačimo pred seštevanjem.
Končna enačba mora ohranjati število atomov vsakega elementa in skupni naboj. Elektroni morajo iz skupne enačbe izginiti, ker se prenašajo znotraj procesa.
Bazični medij lahko izpeljemo iz kislega
Praktičen postopek najprej uravnoteži polreakcijo kot v kislem mediju, nato pa na obe strani doda enako količino OH⁻, da H⁺ pretvori v H₂O. Odvečno vodo skrajšamo.
Za redukcijo ClO⁻ v Cl⁻ dobimo ClO⁻ + H₂O + 2e⁻ → Cl⁻ + 2OH⁻. Preverjanje atomov in naboja ostane obvezno.
Disproporcionacija in komproporcionacija
Ista snov se lahko hkrati oksidira in reducira. V 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂ začne kisik pri −1, del preide na −2, del pa na 0: to je disproporcionacija.
Nasprotni tip, pri katerem dve različni oksidacijski stanji tvorita vmesno stanje, je komproporcionacija. Oba procesa sledita isti elektronski bilanci.
Redoks bilanca ne pove hitrosti
Uravnotežena enačba in termodinamski potenciali povedo smer in število prenesenih elektronov, ne zagotavljajo pa hitre reakcije. Aktivacijska ovira, reorganizacija topila in transport lahko proces močno upočasnijo.
V galvanskem členu zveza ΔG = −nFE povezuje prosto energijo z ravnotežno napetostjo. Kinetika ostane ločeno vprašanje: katalizator lahko redoks pospeši, ne da bi spremenil število elektronov v uravnoteženi enačbi.
Rešeni primeri
1. 2Fe³⁺ + Sn²⁺ → 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺
Rešitev
Fe³⁺ sprejme elektrone, zato je oksidant. Sn²⁺ jih odda in je reducent.
2. Mn +7 → +2
Rešitev
Padec za pet oksidacijskih enot pomeni sprejem 5 e⁻ na atom Mn.
3. Preverjanje redoks enačbe
Rešitev
Pravilna enačba ohranja atome in skupni naboj; elektroni polreakcij se morajo pokrajšati.