Přeskočit na obsah

Redoxní reakce

Z Infopedia
Rozbalit box

Obsah boxu

Šablona:Infobox chemický pojem Redoxní reakce (také oxidačně-redukční reakce) je typ chemické reakce, při které dochází k přenosu elektronů mezi reagujícími látkami. Tento přenos vede ke změně oxidačních čísel atomů v reaktantech. Redoxní reakce se skládají ze dvou současně probíhajících dílčích dějů: oxidace a redukce.

Tyto reakce jsou naprosto zásadní pro mnoho přírodních i průmyslových procesů, od buněčného dýchání a fotosyntézy přes hoření a korozi kovů až po výrobu elektrické energie v bateriích nebo průmyslovou výrobu kovů a chemikálií.

📜 Historie a vývoj konceptu

Původní chápání oxidace a redukce bylo mnohem užší a souviselo s kyslíkem a vodíkem.

  • Oxidace byla původně definována jako slučování látky s kyslíkem (z latinského oxygenium). Typickým příkladem bylo hoření nebo rezavění železa.
  • Redukce byla naopak chápána jako odstraňování kyslíku z látky, například při výrobě kovů z jejich oxidů (rud).

Tento pohled byl dominantní díky práci Antoina Lavoisiera v 18. století, který správně popsal roli kyslíku při hoření a vyvrátil tak starší flogistonovou teorii.

S rozvojem elektrochemie a objevem elektronu na konci 19. století se ukázalo, že společným jmenovatelem těchto reakcí není přítomnost kyslíku, ale přenos elektronů. Tato nová, obecnější definice umožnila zařadit mezi redoxní reakce i ty, kde kyslík vůbec nefiguruje (například reakce sodíku s chlorem). Moderní definice založená na změně oxidačních čísel sjednotila všechny tyto procesy pod jeden koncept.

⚙️ Základní principy

Každá redoxní reakce je součtem dvou poloreakcí, které probíhají neoddělitelně a současně. Nelze mít oxidaci bez redukce a naopak.

➡️ Oxidace

Oxidace je děj, při kterém látka (atom, iont nebo molekula) ztrácí jeden nebo více elektronů. V důsledku této ztráty se její oxidační číslo zvyšuje. Látka, která se oxiduje, se nazývá redukční činidlo, protože poskytuje elektrony jiné látce, kterou tím redukuje.

Příklad oxidace zinku:

Zn0 → Zn2+ + 2e−

(Oxidační číslo zinku se zvýšilo z 0 na +II.)

⬅️ Redukce

Redukce je děj, při kterém látka přijímá jeden nebo více elektronů. V důsledku tohoto zisku se její oxidační číslo snižuje. Látka, která se redukuje, se nazývá oxidační činidlo, protože odebírá elektrony jiné látce, kterou tím oxiduje.

Příklad redukce měďnatých iontů:

Cu2+ + 2e− → Cu0

(Oxidační číslo mědi se snížilo z +II na 0.)

🤝 Spojení procesů

V kompletní redoxní reakci je počet elektronů odevzdaných redukčním činidlem vždy roven počtu elektronů přijatých oxidačním činidlem. Elektrony "nezmizí" ani se "neobjeví".

Příklad kompletní reakce (využitý v Daniellově článku):

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Zde zinek (redukční činidlo) odevzdává dva elektrony měďnatému kationtu (oxidační činidlo). Zinek se oxiduje a měďnatý kationt se redukuje.

🔢 Oxidační čísla

Pro snadné určení, která látka se oxidovala a která redukovala, se používá formální koncept oxidačních čísel. Je to fiktivní náboj, který by atom měl, kdyby všechny vazebné elektrony byly přiřazeny elektronegativnějšímu atomu.

Základní pravidla pro určování oxidačních čísel:

  1. Atom v nesloučeném prvku má vždy oxidační číslo 0 (např. O2, Na, S8).
  2. V jednoatomovém iontu je oxidační číslo rovno jeho náboji (např. v Na+ je ox. číslo sodíku +I, v Cl− je -I).
  3. Kyslík má ve většině sloučenin oxidační číslo -II. Výjimkou jsou peroxidy (např. H2O2), kde má -I, a sloučeniny s fluorem (např. OF2), kde má +II.
  4. Vodík má ve většině sloučenin oxidační číslo +I. Výjimkou jsou hydridy kovů (např. NaH), kde má -I.
  5. Alkalické kovy (Li, Na, K...) mají ve sloučeninách vždy +I, kovy alkalických zemin (Ca, Mg...) vždy +II.
  6. Součet oxidačních čísel všech atomů v elektricky neutrální molekule je roven 0.
  7. Součet oxidačních čísel všech atomů ve víceatomovém iontu je roven jeho celkovému náboji.

Změna oxidačního čísla během reakce jasně identifikuje oxidaci (zvýšení) a redukci (snížení).

⚖️ Vyčíslování redoxních rovnic

Vyčíslení (stechiometrické vyrovnání) redoxních rovnic je často složitější než u jiných typů reakcí, protože je nutné vyrovnat nejen počet atomů, ale i celkový elektrický náboj na obou stranách rovnice. Používají se dvě hlavní metody.

Metoda oxidačních čísel

Tato metoda je založena na principu, že celkové zvýšení oxidačních čísel při oxidaci se musí rovnat celkovému snížení oxidačních čísel při redukci.

  1. Určí se oxidační čísla všech atomů a identifikují se prvky, které je mění.
  2. Zapíší se poloreakce oxidace a redukce.
  3. Počty odevzdaných a přijatých elektronů se vyrovnají pomocí nejmenšího společného násobku (tzv. křížové pravidlo).
  4. Získané koeficienty se přenesou do původní rovnice.
  5. Zbytek rovnice se dovyčíslí běžným způsobem (kontrola počtu atomů a nábojů).

Metoda poloreakcí (iontově-elektronová metoda)

Tato metoda je zvláště užitečná pro reakce probíhající ve vodných roztocích (kyselých nebo zásaditých).

  1. Rovnice se rozdělí na dvě poloreakce: oxidaci a redukci.
  2. V každé poloreakci se vyrovnají počty všech atomů kromě O a H.
  3. Atomy kyslíku se vyrovnají přidáním molekul vody (H2O).
  4. Atomy vodíku se vyrovnají přidáním protonů (H+) v kyselém prostředí, nebo molekul vody a hydroxidových iontů (OH−) v zásaditém prostředí.
  5. Vyrovná se náboj v každé poloreakci přidáním elektronů (e−).
  6. Počet elektronů v obou poloreakcích se vynásobením vyrovná.
  7. Obě poloreakce se sečtou a případně se zkrátí stejné členy na obou stranách.

🧪 Příklady a význam v praxi

Redoxní reakce jsou všudypřítomné a mají obrovský praktický význam.

🔋 Elektrochemie

🔥 Hoření a koroze

  • Hoření: Rychlá, exotermická redoxní reakce, při které se palivo (např. uhlovodíky, dřevo) oxiduje, nejčastěji vzdušným kyslíkem. Uvolňuje se při ní velké množství tepla a světla.
  • Koroze: Pomalá, samovolná oxidace kovů vlivem prostředí (např. kyslíku, vody). Nejznámějším příkladem je rezavění železa.

🌿 Biologie a biochemie

🏭 Průmyslové využití

💡 Pro laiky: Redoxní reakce zjednodušeně

Představte si redoxní reakci jako "přetahovanou o elektrony" mezi dvěma látkami. Elektrony jsou malé záporně nabité částice.

  • Jedna látka je "slabší" a o své elektrony přijde. Tento proces se nazývá oxidace. Když látka ztratí záporný elektron, stane se "pozitivnější". Říkáme, že se zoxidovala.
  • Druhá látka je "silnější" a elektrony si přitáhne k sobě. Tento proces se nazývá redukce. Když látka získá záporný elektron, stane se "negativnější". Říkáme, že se zredukovala.

Tyto dva děje se dějí vždy spolu. Nemůže se stát, že by jedna látka elektron ztratila, aniž by ho jiná okamžitě nezískala.

Příklady z běžného života:

  • Rezavění hřebíku: Železo v hřebíku je "slabší" a odevzdává své elektrony kyslíku ze vzduchu. Železo se tedy oxiduje (vzniká rez) a kyslík se redukuje.
  • Baterie v ovladači: Uvnitř baterie probíhá chemická reakce, kde jedna látka dobrovolně dává elektrony druhé. Tyto elektrony ale neputují přímo, ale jsou nuceny projít přes ovladač (obvodem). Proud těchto elektronů je přesně to, čemu říkáme elektrický proud, a ten napájí zařízení.
  • Trávení jídla: Když sníte například jablko, vaše tělo v procesu zvaném buněčné dýchání pomalu "oxiduje" cukry z jablka. Uvolněná energie se použije pro fungování vašeho těla. Je to vlastně velmi pomalé a řízené "spalování".


Šablona:Aktualizováno

Citováno z „https://infopedia.cz/index.php?title=Redoxní_reakce&oldid=15119“