Redoxní reakce jsou reakce, při kterých dochází ke změně oxidačního stavu konkrétních prvků tvořících chemické látky, které spolu reagují. Atomy jsou totiž schopny si mezi sebou vyměňovat elektrony. Oxidační proces probíhá vždy současně s redukcí. Reakce darování a záchytu elektronů atomy jsou zapsány ve formě polorovnic. Redoxní reakce hrají v našem životě důležitou roli a vyskytují se v mnoha procesech, jako je fotosyntéza nebo koroze kovů.

Redoxní reakce – základní pojmy

Oxidační stav

Oxidační stav chemického prvku je hypotetický náboj, který se může akumulovat na atomu daného prvku, který je součástí chemické sloučeniny, za předpokladu, že všechny chemické vazby v této sloučenině jsou iontové. V praxi tato situace vždy nenastává (rozklad sloučeniny na jednotlivé kationty a anionty), proto je třeba oxidační stav považovat za podmíněný pojem. Oxidační číslo se rovná náboji příslušného iontu, takže nabývá kladných nebo záporných hodnot. Označuje se římskou číslicí za symbolem chemického prvku. Prvky v různých oxidačních stavech mají různé redoxní vlastnosti.

Oxidace

Během procesu oxidace (deelektronizace) redukční činidlo zvyšuje svůj oxidační stav, a proto předává elektrony oxidačnímu činidlu. Oxidace a redukce nemohou nastat nezávisle na sobě, protože aby došlo k opačné reakci, elektrony uvolněné jednou chemickou látkou musí být okamžitě přijaty druhou.

Zotavení

Při redukci (elektronizaci) snižuje oxidační činidlo svůj oxidační stav přijímáním elektronů. Obnova tedy spočívá v jejich zachycení. Chemický prvek, který to dělá, se nazývá oxidační činidlo.

Disproporcionační reakce (dismutace, současná oxidace a redukce)

Disproporcionační reakce je jedním z typů redoxních reakcí. V literatuře se také můžete setkat s termínem: dismutační reakce. Jeho charakteristickým znakem je, že při redoxní reakci dochází současně k oxidaci a redukci stejného prvku. Aby došlo k disproporcionační reakci, musí být splněna podmínka, za níž může být příslušný prvek přítomen alespoň ve třech oxidačních stavech. V tomto případě sloučenina vznikající v mezistupni oxidace vykazuje výrazně nižší stabilitu ve srovnání s ostatními dvěma stupni. Disproporční reakce vznikají spontánně. Atomy jako síra, dusík, fosfor nebo mangan podléhají tomuto typu redoxní reakce.

Reakce na složení

Reakce komporporce, stejně jako disproporcionace, je také jedním z typů redoxních reakcí. K tomuto typu procesu dochází, když dvě různé chemické sloučeniny obsahující stejný prvek v různých oxidačních stavech spolu reagují. V důsledku redoxního procesu vzniká další sloučenina tohoto prvku s novým oxidačním stavem.

ČTĚTE VÍCE
Jaká je nejlepší léčba kadeřavosti broskví?

Elektronická váha

Při každé oxidační a redukční reakci se vymění stejný počet elektronů. Pokud se redukční činidlo při tomto procesu vzdá např. dvou elektronů, pak druhý z této dvojice, oxidační činidlo, přijme do svého elektronového obalu také dva elektrony. Tuto situaci určuje tzv. elektronická rovnováha reakce. Tato bilance pro celou redoxní reakci musí být nulová.

Jak probíhají redoxní reakce?

Základem každé redoxní reakce je oxidace a redukce. S přihlédnutím k tomu lze každý proces popsat pomocí takzvaných polorovnic, které podrobně popisují pouze ty atomy, které darují nebo přijímají elektrony. Celá redoxní reakce je tedy v jistém smyslu dávání a přijímání elektronů. To lze provést pouze těmi prvky, které se vyskytují v chemických sloučeninách ve více než jednom oxidačním stavu. Znalost jeho hodnot pro jednotlivé chemické sloučeniny je nezbytná pro správné účtování a vyvažování redoxních reakcí. Při sestavování takové bilance je nutné kromě správného zápisu polorovnic uvést také oxidační a redukční reakce a také oxidační činidlo, respektive redukční činidlo. Nejčastěji používanými oxidačními činidly jsou prvky s vysokou elektronegativitou (16. a 17. skupina periodické tabulky prvků), ionty kovů ve vyšších oxidačních stavech, ionty vzácných kovů a oxidační kyseliny (například dusičná (V), sírová (VI) a jejich směsi s jinými neoxidačními kyselinami). Nejběžnějšími oxidačními činidly jsou sloučeniny jako např KMnO4K2Cr2O7, KClO3 nebo K2S2O8. Redukčními činidly jsou elektropozitivní prvky (zpravidla z 1. a 2. skupiny periodické tabulky), kovy s nulovým oxidačním stavem, molekulární vodík, uhlík, oxid uhelnatý a anionty anorganických kyselin. Nejčastěji se volí redukční činidla: Na, Mg, Fe2+, Cl -, Br -, SCN-. Navíc záznam redoxní reakce udává počet elektronů vyměněných v procesu. Průběh této výměny elektronů je určen redoxním potenciálem reagencií, které se na ní podílejí. Jinak se nazývá potenciál poločlánku nebo elektronický potenciál. Podle definice, čím větší je potenciální rozdíl v systému, tím větší je hnací síla pro celou redoxní reakci.

Lze redoxní reakce pozorovat v běžném životě?

Může se zdát, že redoxní reakce jsou tématem, se kterým se setkáváme pouze na stránkách školních učebnic a v hodinách chemie. Nic však nemůže být dále od pravdy. Podobné reakce nás provázejí každý den. Vyplatí se o nich získat více informací a s větším porozuměním pozorovat procesy a prostředí kolem nás. Níže jsou uvedeny příklady redoxních reakcí v každodenním životě, se kterými se pravděpodobně setkal každý z nás:

  • Koroze kovů– nejčastější proces destrukce kovů a jejich slitin. Vzniká v důsledku kontaktu povrchu daného materiálu s prostředím a atmosférickými činiteli. Uvážíme-li mechanismy korozních procesů, nejčastější je elektrochemická koroze, která se vyskytuje v elektrolytovém prostředí, ve vlhkých plynech nebo v půdě s vysokou vlhkostí. V místě koroze vzniká tzv. korozní prvek, ve kterém dochází k elektrodovým redoxním reakcím. K destrukce kovu vždy dochází v anodické oblasti. Tam se elektrony uvolňují kovem, který se tak oxiduje a přechází do roztoku elektrolytu ve formě iontů. Uvolněné náboje migrují ke katodě. Tam se spojují s ionty nebo atomy, které mají schopnost vázat elektrony. Nejčastěji se jedná o kyslík ze vzduchu (na katodě je redukován na hydroxidové ionty) nebo vodíkové ionty (redukovaný na molekulární vodík). Na katodě může probíhat buď jeden z těchto procesů, nebo oba současně.
  • Fotosyntéza – proces, který nás provází každý den. Během fotosyntézy buňky využívají sluneční energii k přeměně oxidu uhličitého ve vzduchu a vodě na glukózu a kyslík. Stejně jako mnoho biochemických procesů v živých organismech dochází i k fotosyntéze ke změně oxidačních stavů prvků, které tvoří činidla. Během této redoxní reakce se atom kyslíku v molekule vody oxiduje na molekulární kyslík. Voda je tedy donor elektronů nebo redukční činidlo. Akceptorem vzniklých nábojů, neboli oxidačním činidlem, je oxid uhličitý. Atomy uhlíku obsažené v jeho složení jsou redukovány ze čtvrtého oxidačního stavu na nulu.
  • Galvanické články — prvky jsou systémy dvou elektrod ponořených do stejného elektrolytu (nebo různých elektrolytů), které jsou vzájemně propojeny pomocí vnějšího obvodu. Každá elektroda ponořená do svého elektrolytu (půlčlánku) vykazuje určitý potenciál. Výsledný potenciálový rozdíl, tj. tok proudu (elektronů), je způsoben výskytem redoxních reakcí. Polovina procesů probíhá na každé elektrodě. Na anodě dochází v důsledku oxidační reakce k odevzdání elektronů, které jsou při redukční reakci přijaty na další elektrodě – katodě. Nejčastějšími zařízeními využívajícími galvanické články jsou baterie, které slouží jako zdroj elektrické energie například pro automobily. Nejběžnější provedení olověných baterií se skládá ze dvou elektrod. Jedna je čisté olovo a druhá je potažena oxidem olovnatým. Oba vzorky jsou ponořeny do 37% kyseliny sírové (VI). To umožňuje volnou výměnu elektronů mezi katodou a anodou v takovém prvku. Při provozu na baterie začnou probíhat redoxní reakce. Anodou je v tomto případě olověná elektroda. Olovo začíná oxidovat a přechází z nulového oxidačního stavu do druhého. Současně se uvolňují dva elektrony, které migrují přes elektrolyt ke katodě. Zde začíná proces redukce olova ze čtvrtého oxidačního stupně na olovnatý (II), tj. oxid olovnatý (IV) se přemění na síran olovnatý (II). V případě baterie redoxní reakce produkuje elektrickou energii, kterou lze následně využít k napájení různých zařízení.
  1. Redoxní reakce – základní pojmy
  2. Jak probíhají redoxní reakce?
  3. Lze redoxní reakce pozorovat v běžném životě?