Oxidačně-redukční (redox) reakce

Redoxní (nebo oxidačně-redukční) reakce je druh chemické reakce, která zahrnuje přenos elektronů mezi dvěma speciemi.

To, že došlo k přenosu elektronů, poznáme podle toho, že u reagujících látek došlo ke změně jejich oxidačních čísel.

Redoxní reakce jsou všudypřítomné! Tvé tělo pomocí redox reakcí přetváří látky v potravě a kyslík na energii a $\text {CO}_2$start text, C, O, end text, start subscript, 2, end subscript, který vylučuješ vydechováním. Úschova energie v bateriích, které máš ve svých elektronických zařízeních, je založena na redoxních reakcích, o tom si povíme více v elektrochemii. Napadají tě nějaké další příklady redoxních reakcí, se kterými se můžeme běžně setkat?

S redoxními reakcemi jsou spojeny některé termíny, se kterými je nutné se dobře seznámit. Ilustrujme si všechny důležité pojmy pomocí následující reakce:

Zde jsou otázky, na které bychom chtěli být schopni odpovědět:

$1.~$1, point, space Je tato reakce reakcí redoxní a jak to zjistíme?
$2.~$2, point, space Pokud se jedná o redoxní reakci, co se zde oxiduje a co redukuje? $3.~$3, point, space Co v reakci figuruje jako redukční činidlo?
$4.~$4, point, space Co v reakci figuruje jako oxidační činidlo?

Otázka $1$1:
Vzhledem k názvu tohoto článku můžeme empiricky odhadnout, že ano, toto pravděpodobně bude redoxní reakce. Jak si ale potvrdit, že je naše odpověď správná? Můžeme to provést tak, že zjistíme, zda při reakci dochází k přenosu elektronů, k tomu dojdeme tak, že porovnáme oxidační čísla reaktantů a produktů.

Oxidační čísla jednotlivých atomů v reaktantech a produktech naší reakce jsou následující:

Pomocí teď již známých oxidačních čísel můžeme sebevědomě odpovědět na druhou část otázky $1$1, neboť vidíme, že oxidační čísla uhlíku a železa se při reakci mění.

Otázka $2$2:
Uhlík se nám oxiduje, neboť ztrácí elektrony, a tím se jeho oxidační číslo zvětší z $0$0 na $+4$plus, 4.
Železo se pak redukuje, protože získává elektrony, a tím se jeho oxidační číslo snižuje z $+3$plus, 3 na $0$0.

Otázka $3$3:
Redukční činidlo je ten z reaktantů, který se během reakce oxiduje (působí tedy zredukování něčeho jiného), $\text C(s)$start text, C, end text, left parenthesis, s, right parenthesis je zde tedy redukčním činidlem.

Otázka $4$4:
Oxidační činidlo je ten z reaktantů, který se redukuje (a působí tak oxidaci něčeho jiného), $\text{Fe}_2 \text O_3(s)$start text, F, e, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, start subscript, 3, end subscript, left parenthesis, s, right parenthesis je tedy oxidačním činidlem.

Vzhledem k tomu, že redoxní reakce jsou velmi důležitou skupinou chemických reakcí, bude se nám hodit je spolehlivě poznat. Existuje pár speciálních typů redoxních reakcí, které již možná znáš. Pro každý z následujících příkladů se zkus na chvilku pozastavit a říct si, co se oxiduje a co se redukuje.

$1.~$1, point, spaceSpalné reakce

Spalování nebo hoření je redoxní reakce mezi spalovanou látkou a molekulárním kyslíkem ($\text O_2$start text, O, end text, start subscript, 2, end subscript) za vzniku kyslíkatých produktů. Pokud je reaktantem nějaký uhlovodík, při spalovaní bude vznikat oxid uhličitý a voda.

Následující rovnice popisuje hoření oktanu, který je právě uhlovodíkem. Oktan je látka vyskytující se v benzínu, k této spalné reakci tedy dochází ve spalovacích motorech aut:

$2.~$2, point, spaceDisproporcionační reakce

Disproporcionace je reakce, kde je jeden reaktant oxidován a zároveň redukován. Následující reakce je disproporcionace chlornanu, $\text{ClO}^-$start text, C, l, O, end text, start superscript, minus, end superscript:

Pokud se podíváme, jakých oxidačních čísel nabývá chlor, vidíme, že reaktant $\text{ClO}^-$start text, C, l, O, end text, start superscript, minus, end superscript se oxiduje na $\text{ClO}_3^-$start text, C, l, O, end text, start subscript, 3, end subscript, start superscript, minus, end superscript (kde dochází ke zvýšení oxidačního čísla z $+1$plus, 1 na $+5$plus, 5) a zároveň se chlor v jiné molekule $\text{ClO}^-$start text, C, l, O, end text, start superscript, minus, end superscript redukuje na $\text{Cl}^-$start text, C, l, end text, start superscript, minus, end superscript(přičemž se jeho oxidační číslo snižuje z $+1$plus, 1 na $-1$minus, 1). Oxidační číslo kyslíku je $-2$minus, 2 jak v $\text{ClO}^-$start text, C, l, O, end text, start superscript, minus, end superscript, tak v $\text{ClO}_3^-$start text, C, l, O, end text, start subscript, 3, end subscript, start superscript, minus, end superscript, takže se během reakce ani neoxiduje ani neredukuje.

$3.~$3, point, spaceJednoduchá substituce

Jednoduchá substituce je reakce, kdy je jeden prvek ve sloučenině vyměněn za jiný. Například mnohé kovy reagují se zředěnými kyselinami za vzniku jejich solí a vyloučení plynného vodíku. Následující reakce popisuje substituční reakci mezi zinkem a kyselinou chlorovodíkovou:

Redoxní reakci si pomyslně můžeme rozdělit na dvě poloreakce příslušející oxidaci a redukci. Chemikové používají poloreakce, protože je na nich přehledněji vidět přenos elektronů, což se mimo jiné hodí i při vyčíslování rovnic redoxních reakcí. Pojďme si zkusit napsat poloreakce pro následující celkovou reakci:

Je výše uvedená rovnice vyčíslená? Počet atomů nám sedí: máme $1 \,$1 atom $\text {Al}$start text, A, l, end text a $1\,$1 atom $\text {Cu}$start text, C, u, end text na každé straně rovnice. Nicméně pokud se podíváme na náboj, tak na levé straně máme celkový náboj $2+$2, plus, zatímco na pravé straně máme celkový náboj $3+$3, plus. Aby rovnice byla správně vyčíslená, musí platit, že jak počet atomů, tak celkové náboje se na obou stranách musí rovnat! Použijme tedy teď metodu poloreakcí k vyčíslení naší rovnice.

Poloreakce příslušející redukci: V rovnici pro poloreakci redukce se na straně reaktantů vyskytuje látka, která se redukuje, a na straně produktů pak její redukovaná forma. Vzhledem k tomu, že $\text {Cu}^{2+}$start text, C, u, end text, start superscript, 2, plus, end superscript je v naší reakci redukováno na $\text{Cu}(s)$start text, C, u, end text, left parenthesis, s, right parenthesis, začněme tím, že si načrtneme následující krok:

Takhle zapsaná poloreakce zatím není úplně správně, protože nám nesedí náboje. Na straně reaktantů máme celkový náboj $2+$2, plus a na straně produktů máme náboj $0$0. Náboje můžeme vyrovnat tak, že do poloreakce zahrneme i elektrony, které se při reakci přenáší, tím dostaneme finální formu poloreakce:

Vyčíslená poloreakce nám říká, že jeden atom $\text{Cu}^{2+}$start text, C, u, end text, start superscript, 2, plus, end superscript získá $2 e^-$2, e, start superscript, minus, end superscript za vzniku jednoho atomu $\text{Cu}^0$start text, C, u, end text, start superscript, 0, end superscript. Odkud se ty elektrony ale berou? Odpovědí je oxidační poloreakce.

Poloreakce příslušející oxidaci: V zápisu oxidační poloreakce se vyskytují látky nebo atomy, které se účastní oxidace. Oxidační poloreakce se pro náš příklad týká atomu $\text {Al}(s)$start text, A, l, end text, left parenthesis, s, right parenthesis a iontu $\text {Al}^{3+}$start text, A, l, end text, start superscript, 3, plus, end superscript. Pokud si poloreakci správně vyčíslíme, dostaneme:

Oxidační poloreakce nám říká, že jeden atom $\text {Al}(s)$start text, A, l, end text, left parenthesis, s, right parenthesis ztratí $3e^-$3, e, start superscript, minus, end superscript za vzniku jednoho iontu $\text {Al}^{3+}$start text, A, l, end text, start superscript, 3, plus, end superscript.

Zkombinováním obou poloreakcí získáme reakci celkovou, ale musíme si dát pozor na to, že elektrony se v celkové reakci musí odečíst. Jinými slovy se musíme ujistit, že každý elektron, který se uvolnil při oxidaci se musí spotřebovat při redukci. Jinak bychom skončili s volnými elektrony poletujícími kolem! Musíme tedy při vyčíslování rovnice dbát na to, aby v obou poloreakcích figuroval stejný počet elektronů.

V našem konkrétním případě můžeme celou redukční poloreakci vynásobit $3$3 a oxidační poloreakci vynásobit $2$2, aby v obou poloreakcích figurovalo $6$6 elektronů:

Nyní, když máme v každé poloreakci stejný počet elektronů, můžeme je sečíst a získat tak celkovou reakci:

Nakonec můžeme zkontrolovat, jestli se nám na obou stranách nevyskytla nějaká stejná látka nebo atom. V tomto případě tomu tak není, takže jsme hotovi! Naše reakce je vyčíslená jak vzhledem k atomům, tak vzhledem k náboji.

Redoxní reakce poznáme podle toho, že při nich dochází ke změně oxidačních čísel reaktantů. Redoxní reakce můžeme rozdělit na dvě dílčí poloreakce příslušející oxidaci a redukci. Při vyčíslování redoxních rovnic musíme dbát nejen na bilanci prvků, ale i na bilanci náboje, k tomu nám může pomoci metoda poloreakcí. Mezi typické redoxní reakce patří spalování, disproporcionace a jednoduchá substituce.