Redoxní pár

Redoxní pár (také oxidačně-redukční pár) je dílčí reakce, která je součástí redoxní reakce. V obecné formě platí:

$\mathrm{R}\mathrm{e}\mathrm{d}\mathrm{\rightleftharpoons }\mathrm{O}\mathrm{x}\mathrm{+}𝑛{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}$,

kde Red značí redukující, Ox oxidující formu částice (molekuly, atomu nebo iontu) a e⁻ značí elektron. Při čtení daného zápisu zleva doprava vystupuje Red jako donor elektronu. Při čtení zprava doleva vystupuje Ox jako akceptor. Alternativně můžeme hovořit i o redukčním a oxidačním činidle:

$\text{redukční činidlo}$	$\underset{}{\overset{oxidace}{\to }}$	$\text{oxidační činidlo}\mathrm{+}𝑛\text{elektronů}$
	$\underset{redukce}{\overset{}{\leftarrow }}$

K popisu redoxní reakce jsou nezbytné alespoň dva redoxní páry, za běžných chemických podmínek se totiž samovolně nevyskytují volné elektrony, které by se mohly účastnit reakce. Jakmile se v jakékoliv dílčí reakci formálně uvolní jeden elektron, pak musí proběhnout další dílčí reakce, která daný elektron přijme:

$\begin{array}{cccc}{\text{Red}}_1& \rightleftharpoons {\text{Ox}}_1+{\text{e}}^{-}& & \text{1. redoxní pár}\\ {\text{Ox}}_2+{\text{e}}^{-}& \rightleftharpoons {\text{Red}}_2& & \text{2. redoxní pár}\\ -------& ---------\\ {\text{Red}}_1+{\text{Ox}}_2& \rightleftharpoons {\text{Ox}}_1+{\text{Red}}_2& & \text{redoxní reakce}\\ \end{array}$

Příklady

Jako příklad můžeme provést jednoduché rozpuštění měděné tyče ve vodném roztoku obsahujícím ionty stříbra. Měď se zde oxiduje zatímco stříbro se během reakce redukuje na jednotlivé atomy.

$\begin{array}{cccc}\text{Cu}& ⟶{\text{Cu}}^{2+}+2{\text{e}}^{-}& & \text{1. redoxní pár, následuje oxidace}\\ 2{\text{Ag}}^{+}+2{\text{e}}^{-}& ⟶2\text{Ag}& & \text{2. redoxní pár, následuje redukce}\\ -------& ---------\\ \text{Cu}+2{\text{Ag}}^{+}& ⟶{\text{Cu}}^{2+}+2\text{Ag}& & \text{redoxní reakce}\\ \end{array}$

Dílčí reakce může být také komplexnější. Zde je nutné odhadnout vhodná oxidační čísla příslušných atomů. V kyselém vodném roztoku reaguje dusitan sodný na dusičnan, zatímco je přidáván manganistan draselný. Kyselina manganistá se zde redukuje na Mn²⁺ iont. V dílčí reakci manganu jsou jeho oxidační stupně rozhodující, oproti tomu oxidační stupně atomů kyslíku a vodíku zůstanou nezměněny.

$\stackrel{+7}{Mn}{O}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{8}{\mathrm{H}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{5}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}\mathrm{⟶}\stackrel{+2}{M{n}^{2+}}\mathrm{+}\mathrm{1}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Související články

• Redoxní reakce