Chemie na GJN

Vše si vysvětlíme na úplně jednoduché reakci, zapálíme uhlík.

Přestože je to okometricky jednoduchá reakce, její vlastní průběh již tak prostinký nebude. Stačí si doplnit oxidační čísla.

Zatímco prvky na levé straně mají oxidační čísla nulová, na pravé straně již má uhlík oxidační číslo +IV a kyslík –II. Došlo tedy k významnému přesunu elektronů. Uhlík o elektrony reakcí přišel, odevzdal je kyslíku. Nastaly tedy dva děje:

Oxidace je děj, při kterém dochází ke zvyšování oxidačního čísla prvku. Oxidovaný prvek odevzdává elektrony jinému atomu.
Redukce je děj, při kterém dochází ke snižování oxidačního čísla prvku. Redukovaný prvek přijímá elektrony od jiného atomu.

Vezmeme si jiný příklad, reakci sulfanu s kyselinou jodičnou, a rozepíšeme si i přesuny elektronů.

5 H₂^IS^-II+ 2 H^II^VO^-II₃→ 5 S⁰+ I⁰₂+ 6 H^I₂O^-II

Oxidace: S^-II- 2 e^-= S⁰ / . 5

Redukce: 2 I^V+ 10 e^-= 2 I⁰

Atom síry reakcí odevzdává dva elektrony, atom jódu pět elektronů přijímá. To nesedí. Elektrony, které oxidující se prvek odevzdává, musí nějaký redukující se prvek přijmout. Elektrony se nemohou ztratit, ani vzniknout z ničeho. Navíc jednou reakcí nám vznikají jódy s nulovým oxidačním číslem hned dva, a to spojené do molekuly jódu. Abychom to vyrovnali a měli stejný počet elektronů odevzdaných i přijatých, musí se oxidace síry stát pětkrát proti redukci jódu. Tento princip nám pomáhá redoxní rovnice vyčíslovat, jak si ukážeme později.

Dávejte si pozor. Když prvek odevzdává elektrony, oxidační číslo mu roste a obráceně, když elektrony přijímá, oxidační číslo mu klesá. Elektron je totiž záporně nabitý. Také si uvědomte, že kde je oxidace, musí být i redukce. Kde je redukce, určitě najdete i oxidaci. Zamyslete se nad tím.

V laboratořích jsou hojně používány látky, které mají silné oxidační schopnosti. Říká se jim oxidační činidla .

Oxidační činidlo je látka, která ostatní látky oxiduje a sama sebe redukuje.

Typickým oxidačním činidlem je manganistan draselný. Tato krásně fialová látka je velmi silným oxidačním činidlem. Zajímavé je, že sám manganistan, který se těmito reakcemi bude redukovat, se redukuje na různé sloučeniny v závislosti na pH prostředí, ve kterém je reakce prováděna. Pokud reakce bude probíhat v kyselém prostředí, manganistan se zredukuje na manganaté ionty Mn²⁺, které jsou v roztoku bezbarvé či slabě růžové. V neutrálním prostředí se manganistan zredukuje na hnědý, nehezký, oxid manganičitý MnO₂, zvaný též burel. Bazické prostředí zapříčiní, že se manganistan zredukuje pouze na tmavě zelený manganan, tedy MnO₄^2-. Jinými oxidačními činidly jsou chromany a dichromany, které se v kyselém prostředí redukují na krásně zelené chromité kationy Cr³⁺.

Různé barvy manganu. Fialový manganistanový anion MnO₄^-, bezbarvý manganatý kation Mn²⁺, hnědý oxid manganičitý MnO₂a zelený mangananový anion MnO₄^2-.

Samozřejmě existují i redukční činidla.

Redukční činidlo je látka, která ostatní látky redukuje a sama sebe oxiduje.

Tato činidla mají mimořádný význam v chemickém průmyslu. Třeba výroba železa je založena na redukci rud železa uhlíkem. Typická redukční činidla jsou uhlík, vodík či třeba siřičitany.