Oxidačno-redukčné reakcie

Oxidačno-redukčné reakcie, skrátene aj redoxné reakcie, sú chemické reakcie, pri ktorých dochádza k zmene oxidačného čísla atómov alebo iónov.

• oxidácia – zväčšenie oxidačného čísla (strata elektrónov)
• redukcia – zníženie oxidačného čísla (príjem elektrónov)

Oxidácia a redukcia vždy prebiehajú súčasne ako neoddeliteľné deje. Ak sa jedna častica oxiduje (odovzdáva elektróny), musí byť prítomná iná častica, ktorá tieto elektróny prijme (redukuje sa).

Príklad redoxnej reakcie s vyznačenými oxidačnými číslami – zinok v roztoku síranu meďnatého:

\( \ce{Zn^0 + Cu^{II}SO4 -> Zn^{II}SO4 + Cu^0} \)

V tejto reakcii:

• Zinok (Zn) sa oxiduje, pretože odovzdáva dva elektróny: pôsobí ako redukovadlo.
• Ión meďnatý (Cu²⁺) sa redukuje, pretože prijíma dva elektróny: pôsobí ako oxidovadlo.

Na lepšie pochopenie prenosu elektrónov sa redoxná reakcia často rozpisuje na dve čiastkové reakcie, ktoré sa nazývajú polreakcie:

\( \ce{Zn -> Zn^{2+} + 2e-} \)

\( \ce{Cu^{2+} + 2e- -> Cu} \)

Súčet týchto dvoch polreakcií dáva celkovú redoxnú reakciu:

\( \ce{Zn + Cu^{2+} -> Zn^{2+} + Cu} \)

Oxidovaná a redukovaná forma tej istej látky, napríklad Zn²⁺/Zn alebo Cu²⁺/Cu, tvorí konjugovaný redoxný pár (redoxný systém). Každá redoxná reakcia sa skladá z dvoch takých párov, podobne ako acidobázická reakcia z dvoch konjugovaných párov kyselina – zásada.

Na pochopenie redoxných reakcií je dôležité vedieť správne určovať oxidačné čísla prvkov. V nasledujúcej časti si preto vysvetlíme, čo oxidačné číslo znamená a ako ho určujeme.

Oxidačné číslo a náboj iónu link

Oxidačné číslo je formálny náboj atómu prvku, ktorý by mal, ak by boli všetky väzby úplne iónové.

Oxidačné číslo sa zapisuje dvoma hlavnými spôsobmi. Oba spôsoby predstavujú ten istý koncept, ale slúžia na rôzne účely:

1. rímskou číslicou ako pravý horný index pri značke prvku v chemickom vzorci
2. v názve zlúčeniny – príponou alebo rímskou číslicou v zátvorke za názvom prvku

Zápis oxidačného čísla vo vzorci (napr. \( \text{Fe}_2^{III} \text{O}_3^{-II} \)) sa používa na explicitné vyjadrenie formálneho náboja atómov v zlúčenine, ako keby boli všetky väzby čisto iónové. Tento spôsob umožňuje ľahko overiť celkovú neutralitu zlúčeniny, keďže súčet kladných a záporných oxidačných čísel musí byť nula, napríklad:

\( 2 \times III + 3 \times (-II) = 6 - 6 = 0 \)

Zápis oxidačného čísla v názvosloví (napr. oxid železitý, železo(III)) sa používa na jednoznačné určenie oxidačného čísla prvku, ktorý môže nadobúdať rôzne hodnoty. V slovenskom názvosloví sa kladné oxidačné číslo prvku vyjadruje pomocou prípon (-ný, -natý, -itý, -ičitý atď.). Prípona „-itý“ v názve oxid železitý zodpovedá oxidačnému číslu \( III \). Alternatívne sa používa zápis rímskou číslicou v zátvorke za názvom prvku, teda oxid železa(III), pričom kladné oxidačné číslo sa v zátvorke nepíše so znamienkom \( + \).

Príklady:

• Oxid železnatý:
  • Vzorec: \( \text{FeO} \)
  • Oxidačné číslo: \( \text{Fe}^{II} \text{O}^{-II} \)
  • Názov: oxid železnatý alebo oxid železa(II)
• Oxid železitý:
  • Vzorec: \( \text{Fe}_2\text{O}_3 \)
  • Oxidačné číslo: \( \text{Fe}_2^{III} \text{O}_3^{-II} \)
  • Názov: oxid železitý alebo oxid železa(III)

V oboch prípadoch platí, že zápis oxidačných čísel vo vzorci aj názvosloví vyjadruje tú istú informáciu, len iným spôsobom.

Pri určovaní oxidačných čísel sa používajú tieto základné pravidlá:

• atómy prvku v elementárnom stave majú oxidačné číslo \( 0 \) (H₂, O₂, Na, P₄)
• fluór má vo všetkých zlúčeninách oxidačné číslo \( -I \)
• kyslík má zvyčajne oxidačné číslo \( -II \), v peroxidoch \( -I \) (H₂O₂)
• vodík má zvyčajne oxidačné číslo \( I \), v hydridoch kovov \( -I \) (NaH)
• súčet oxidačných čísel všetkých atómov v molekule je \( 0 \), v ióne sa rovná náboju iónu

Súčet oxidačných čísel všetkých atómov v ióne sa teda rovná náboju iónu. Napríklad pre \( \text{HSO}_4^- \):

• Vodík (\( \text{H} \)) má oxidačné číslo \( I \).
• Síra (\( \text{S} \)) má oxidačné číslo \( VI \).
• Kyslík (\( \text{O} \)) má oxidačné číslo \( -II \).

\( I + VI + 4 \times (-II) = 7 - 8 = -1 \)

Výsledkom je náboj \( -1 \), čo zodpovedá zápisu \( \text{HSO}_4^- \). Pre jednotlivé ióny sa náboje zapisujú arabskými číslicami ako horný index so znamienkom, napr. \( \text{Fe}^{3+} \), \( \text{O}^{2-} \), \( \text{Cl}^{-} \) (jednotka sa nepíše).

Oxidačné čísla prvkov sa používajú aj na pomenovanie chemických zlúčenín. Ďalšie princípy tvorby názvoslovia zlúčenín a iónov sú už nad rámec tohto textu a môžete si o nich viac prečítať v článku o názvosloví anorganických zlúčenín.

Vyčísľovanie redoxných rovníc link

Pri dopĺňaní stechiometrických koeficientov do rovnice redoxnej reakcie vychádzame z dvoch zásad:

• počet odovzdaných elektrónov sa rovná počtu prijatých elektrónov
• počet atómov každého prvku je na oboch stranách rovnice rovnaký

Postup vyčísľovania má tieto kroky:

1. oxidačné čísla – vyznačíme oxidačné čísla atómov všetkých prvkov v každej látke
2. pomocné rovnice – vypíšeme atómy, ktoré zmenili oxidačné číslo, a zapíšeme, koľko elektrónov odovzdali (oxidácia) alebo prijali (redukcia)
3. rovnosť elektrónov – pomocné rovnice vynásobíme tak, aby sa počet odovzdaných a prijatých elektrónov rovnal; počty elektrónov sa pritom prekrížia (krížové pravidlo)
4. koeficienty – získané koeficienty doplníme k látkam, v ktorých majú dané prvky príslušné oxidačné číslo
5. bilancia ostatných atómov – doplníme koeficienty látok, v ktorých sa oxidačné čísla nemenia, a skontrolujeme počet atómov kyslíka na oboch stranách

Príklad: Reakcia medi so zriedenou kyselinou dusičnou

Schéma reakcie:

\( \ce{Cu + HNO3 -> Cu(NO3)2 + NO + H2O} \)

Vyznačíme oxidačné čísla atómov:

\( \ce{Cu^0 + H^{I}N^{V}O3^{-II} -> Cu^{II}(N^{V}O3^{-II})2 + N^{II}O^{-II} + H2^{I}O^{-II}} \)

Oxidačné číslo mení meď (oxiduje sa) a dusík (redukuje sa). Pomocné rovnice vynásobíme tak, aby meď odovzdala toľko elektrónov, koľko dusík prijme – v oboch prípadoch 6:

\( \ce{Cu^0 - 2e- -> Cu^{II}} \qquad / \cdot 3 \)

\( \ce{N^{V} + 3e- -> N^{II}} \qquad / \cdot 2 \)

\( \ce{3Cu^0 + 2N^{V} -> 3Cu^{II} + 2N^{II}} \)

Koeficienty doplníme k medi, k dusičnanu meďnatému, k oxidu dusnatému a k tej časti kyseliny dusičnej, ktorej dusík sa redukuje:

\( \ce{3Cu + 2HNO3 -> 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O} \)

Tri jednotky dusičnanu meďnatého obsahujú ďalších 6 dusičnanových aniónov, v ktorých dusík oxidačné číslo nemení. Kyseliny dusičnej je preto spolu 2 + 6 = 8 molekúl a z ich ôsmich atómov vodíka vzniknú 4 molekuly vody:

\( \ce{3Cu + 8HNO3 -> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O} \)

Skúška: na oboch stranách rovnice je 24 atómov kyslíka. S koncentrovanou kyselinou dusičnou vzniká namiesto oxidu dusnatého oxid dusičitý, ako ukazuje časť o reakciách kovov s oxidujúcimi kyselinami.

Rad napätia kovov link

Rad napätia kovov, označovaný aj ako Beketovov rad, elektrochemický rad alebo rad reaktivity kovov, usporadúva kovy podľa ich schopnosti oxidovať sa a uvoľňovať elektróny. Tento rad umožňuje predpovedať priebeh redoxných reakcií a poskytuje informácie o relatívnej reaktivite kovov.

Kovy sú v ňom zoradené zľava doprava podľa rastúcich štandardných elektródových potenciálov (\( E^\circ \)).

• Čím je kov v rade napätia viac vľavo (zápornejší potenciál), tým ľahšie sa oxiduje a tým silnejšie redukovadlo je.
• Čím je kov v rade napätia viac vpravo (kladnejší potenciál), tým ťažšie sa oxiduje a tým stabilnejšia je jeho elementárna forma.

Dôležitým referenčným bodom v elektrochemickom rade je vodík (\( E^\circ = 0{,}00\ \text{V} \)). Podľa jeho postavenia môžeme kovy rozdeliť do dvoch kategórií:

• Neušľachtilé kovy sa v rade nachádzajú pred vodíkom. Ľahko sa oxidujú, a preto môžu redukovať katióny vodíka z kyselín za vzniku plynného vodíka (H₂). Medzi tieto kovy patria napr. Li, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Pb.
• Ušľachtilé kovy sa v rade nachádzajú za vodíkom. Majú nižšiu tendenciu oxidovať sa ako vodík, a preto nereagujú s neoxidujúcimi kyselinami za vzniku vodíka. Sú to napr. Cu, Ag, Au, Pt.

Praktické dôsledky to má nasledovné:

• Kovy pred vodíkom reagujú s kyselinami za vzniku vodíka.
• Kovy za vodíkom s neoxidujúcimi kyselinami nereagujú. Rozpúšťajú sa len v oxidujúcich kyselinách a vodík pritom nevzniká.
• Kov vytláča z roztokov solí tie kovy, ktoré sú v rade napätia vpravo od neho.

Typy redoxných reakcií link

Redoxné reakcie prebiehajú v rôznych formách v závislosti od podmienok a zúčastnených látok. Zohrávajú kľúčovú úlohu v biologických aj priemyselných procesoch, kde umožňujú premenu látok, výrobu energie či získavanie kovov.

Nasledujúce kategórie predstavujú hlavné typy týchto reakcií:

• Vytláčanie kovov z roztokov solí
• Reakcie kovov s neoxidujúcimi kyselinami
• Reakcie kovov s oxidujúcimi kyselinami
• Reakcie kovov s vodou
• Reakcie kovov s nekovmi (napr. kyslíkom)
• Redukcia oxidov kovov pri ich výrobe
• Metalotermická redukcia
• Galvanické články
• Elektrolýza

Vytláčanie kovov z roztokov solí link

Rad napätia kovov umožňuje predpovedať, či kov dokáže vytlačiť iný kov z roztoku jeho soli. Platí pravidlo: kov umiestnený v rade napätia viac vľavo sa oxiduje ľahšie ako kov umiestnený viac vpravo. Preto dokáže redukovať katióny menej reaktívneho kovu, čím ho vytlačí z roztoku.

Príklad: Reakcia železa s roztokom síranu meďnatého

Ak vložíme železný klinec do roztoku síranu meďnatého, železo (v rade napätia vľavo od medi) sa bude oxidovať na železnaté katióny Fe²⁺, zatiaľ čo meďnaté katióny Cu²⁺ sa budú redukovať na elementárnu meď, ktorá sa vylúči na povrchu železa:

\( \ce{Fe(s) + Cu^{2+}(aq) -> Fe^{2+}(aq) + Cu(s)} \)

Naopak, ak by sme ponorili medený predmet do roztoku síranu železnatého, reakcia neprebehne, pretože meď je menej reaktívna ako železo a nemá dostatočnú redukčnú schopnosť.

Reakcie kovov s neoxidujúcimi kyselinami link

Pri reakcii kovu s neoxidujúcou kyselinou je oxidovadlom katión vodíka (H⁺, presnejšie H₃O⁺): prijíma elektróny od kovu a redukuje sa na vodík. Anión kyseliny sa redoxnej zmeny nezúčastňuje.

Kovy, ktoré sa v rade napätia nachádzajú pred vodíkom, majú väčšiu tendenciu oxidovať sa než vodík, a preto dokážu reagovať so zriedenými neoxidujúcimi kyselinami. Výsledkom reakcie je soľ kovu a vodík (H₂).

Neoxidujúcimi kyselinami sú napríklad halogenovodíkové kyseliny (HCl, HBr, HI) a zriedená kyselina sírová (H₂SO₄).

Príklad: Reakcia zinku s kyselinou chlorovodíkovou

Zinok reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, pričom vzniká chlorid zinočnatý a vodík:

\( \ce{Zn(s) + 2HCl(aq) -> ZnCl2(aq) + H2(g)} \)

Kovy za vodíkom v rade napätia, ako meď, striebro či zlato, s neoxidujúcimi kyselinami nereagujú.

Reakcie kovov s oxidujúcimi kyselinami link

Oxidujúce kyseliny obsahujú anióny alebo centrálne atómy vo vysokých oxidačných stavoch, ktoré sa môžu ľahko redukovať (prijímať elektróny), čím sa menia a zároveň oxidujú daný kov v reakcii.

Na rozdiel od neoxidujúcich kyselín, oxidujúce kyseliny môžu reagovať aj s niektorými ušľachtilými kovmi (teda kovmi, ktoré sú v elektrochemickom rade za vodíkom), napríklad s meďou alebo striebrom. Pri týchto reakciách nevzniká vodík, ale produkty redukcie kyseliny, napríklad oxidy dusíka alebo síry.

Príkladmi oxidujúcich kyselín sú:

• kyselina dusičná (HNO₃) – koncentrovaná aj zriedená, jedna z najsilnejších oxidujúcich kyselín, oxiduje aj meď a striebro
• koncentrovaná kyselina sírová (H₂SO₄) – v horúcom stave pôsobí ako silné oxidačné činidlo

Niektoré neušľachtilé kovy, napríklad hliník, chróm a železo, s koncentrovanou kyselinou dusičnou nereagujú. Pokryjú sa súvislou vrstvičkou oxidu, ktorá ich chráni pred ďalším rozpúšťaním. Tento jav sa nazýva pasivácia.

Príklad: Reakcia medi s koncentrovanou kyselinou dusičnou

Meď (Cu) sa nachádza v elektrochemickom rade kovov za vodíkom, a preto nereaguje s neoxidujúcimi kyselinami, ako je HCl. Avšak v reakcii s koncentrovanou kyselinou dusičnou (HNO₃) dochádza k oxidácii medi a vzniku dusičnanu meďnatého (Cu(NO₃)₂) a hnedého plynu oxidu dusičitého (NO₂).

\( \ce{Cu(s) + 4HNO3(aq) -> Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)} \)

Príklad: Reakcia zlata s lúčavkou kráľovskou

Zlato je extrémne ušľachtilý kov a nereaguje ani s kyselinou dusičnou, ani so sírovou. Rozpúšťa sa však v lúčavke kráľovskej, čo je zmes koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej (HCl) a kyseliny dusičnej (HNO₃) v pomere 3 : 1. Pri tejto reakcii vzniká tetrachlorozlatitanový anión \( \ce{AuCl4^-} \):

\( \ce{Au(s) + HNO3(aq) + 4HCl(aq) -> H[AuCl4](aq) + NO(g) + 2H2O(l)} \)

Reakcie kovov s vodou link

Najreaktívnejšie kovy (alkalické kovy a z kovov alkalických zemín vápnik, stroncium a bárium) reagujú s vodou priamo, pričom vzniká hydroxid kovu a vodík. Menej reaktívne kovy, napríklad horčík, reagujú iba s horúcou vodou alebo vodnou parou, zatiaľ čo niektoré nereagujú vôbec.

Príklad: Reakcia sodíka s vodou

Sodík reaguje s vodou veľmi prudko, pričom vzniká hydroxid sodný a vodík:

\( \ce{2Na(s) + 2H2O(l) -> 2NaOH(aq) + H2(g)} \)

Železo alebo meď s vodou za bežných podmienok nereagujú.

Reakcie kovov s kyslíkom link

Reaktivita kovov voči kyslíku klesá smerom doprava v rade napätia. Najreaktívnejšie kovy sa oxidujú veľmi ľahko a reagujú s kyslíkom už pri izbovej teplote, alkalické kovy pritom tvoria okrem oxidov aj peroxidy a hyperoxidy, nazývané aj superoxidy (napríklad Na₂O₂, KO₂). Menej reaktívne kovy reagujú až pri vyšších teplotách, zatiaľ čo ušľachtilé kovy (napr. zlato) sú voči oxidácii odolné.

Príklad: Horenie horčíka v kyslíku

Horčík sa pri zapálení prudko oxiduje za vzniku oxidu horečnatého:

\( \ce{2Mg(s) + O2(g) -> 2MgO(s)} \)

Naopak, zlato či platina s kyslíkom nereagujú ani pri vysokých teplotách.

Redukcia oxidov kovov pri ich výrobe link

Uhlík je jedným z najčastejšie používaných redukčných činidiel v metalurgii. Jeho schopnosť redukovať oxidy kovov sa využíva predovšetkým v priemyselných procesoch, kde je potrebné získať čisté kovy z ich rúd. Táto metóda je ekonomicky výhodná, pretože uhlík je dostupný vo forme koksu alebo uhlia.

Príklad: Redukcia oxidu kremičitého uhlíkom

Elementárny kremík sa vyrába redukciou oxidu kremičitého uhlíkom pri vysokých teplotách:

\( \ce{SiO2 + 2C -> Si + 2CO} \)

Príklad: Redukcia oxidov železa uhlíkom

Pri výrobe železa sa oxidy železa redukujú pomocou uhlíka alebo oxidu uhoľnatého vo vysokých peciach. Redukcia prebieha postupne:

• oxid železitý (Fe₂O₃) sa najprv redukuje na oxid železnato-železitý (Fe₃O₄)
• ten sa ďalej redukuje na oxid železnatý (FeO)
• oxid železnatý sa nakoniec redukuje na železo (Fe)

V hornej, chladnejšej časti pece prebieha nepriama redukcia oxidom uhoľnatým, ktorý vzniká z koksu. Celkovo ju vyjadruje rovnica:

\( \ce{Fe2O3 + 3CO -> 2Fe + 3CO2} \)

V dolnej, teplejšej časti pece prebieha priama redukcia uhlíkom:

\( \ce{Fe2O3 + 3C -> 2Fe + 3CO} \)

Okrem železa a kremíka sa uhlík používa aj na získanie olova z oxidu olovnatého (PbO).

Metalotermická redukcia link

Metalotermická redukcia je proces, pri ktorom reaktívnejší kov (umiestnený viac vľavo v elektrochemickom rade kovov) pri vysokých teplotách redukuje zlúčeninu iného kovu (napr. oxid alebo halogenid) na čistý kov. Najznámejším príkladom metalotermickej redukcie je aluminotermia, pri ktorej je redukovadlom hliník.

Aluminotermická reakcia link

Menej reaktívne kovy sa často získavajú redukciou ich oxidov pomocou reaktívnejšieho kovu. Hoci uhlík je efektívnym redukčným činidlom pre mnohé kovy, pri niektorých prvkoch nie je vhodný: majú vysokú afinitu ku kyslíku, takže sa ich oxidy uhlíkom za bežných podmienok redukovať nedajú, alebo by s uhlíkom vytvorili stabilné karbidy. Práve v takýchto prípadoch sa používa aluminotermia, kde hliník slúži ako silnejšie redukčné činidlo.

Vo všeobecnosti, čím väčší je rozdiel v postavení dvoch kovov v rade napätia, tým ochotnejšie prebieha ich vzájomná redoxná reakcia.

Aluminotermická reakcia je proces, pri ktorom sa hliník používa ako redukčné činidlo na získanie kovov z ich oxidov. Hliník má veľmi vysokú afinitu ku kyslíku, čo mu umožňuje odoberať kyslík menej reaktívnym kovom, čím sa tieto kovy uvoľňujú v elementárnej forme.

Tento proces prebieha pri vysokých teplotách (až 3 000 °C) a je silne exotermický, čo znamená, že počas neho vzniká veľké množstvo tepla. Výsledné produkty – redukovaný kov a oxid hlinitý – môžu byť v roztavenom stave v dôsledku extrémnej teploty reakcie.

Príklad: Redukcia oxidu železitého hliníkom (termitová reakcia)

Pri tejto reakcii sa oxid železitý (Fe₂O₃) redukuje pomocou práškového hliníka, pričom vzniká kovové železo a oxid hlinitý. Zmes práškového hliníka a oxidu železitého sa nazýva termit.

\( \ce{Fe2O3(s) + 2Al(s) -> Al2O3(s) + 2Fe(l)} \)

Reakcia prebieha veľmi rýchlo a je taká exotermická, že výsledné železo sa nachádza v roztavenom stave. Tento proces sa preto využíva pri zváraní železničných koľají alebo iných aplikáciách, kde je potrebné vytvoriť silné kovové spoje bez použitia elektrického zvárania.

Aluminotermia sa využíva aj pri výrobe chrómu z oxidu chromitého (Cr₂O₃), mangánu z oxidu manganičitého (MnO₂) a iných kovov, ako molybdén a kobalt:

\( \ce{Cr2O3 + 2Al -> 2Cr + Al2O3} \)

Galvanické články link

Princíp funkcie galvanických článkov je založený na spontánnych redoxných reakciách, pri ktorých sa chemická energia premieňa na elektrickú energiu. V galvanickom článku prebieha oxidácia a redukcia v oddelených priestoroch na povrchu dvoch rôznych elektród.

Daniellov článok link

Na demonštráciu princípov fungovania galvanických článkov sa typicky používa tzv. Daniellov článok. Tvorí ho zinková elektróda ponorená do roztoku síranu zinočnatého (ZnSO₄) a medená elektróda ponorená do roztoku síranu meďnatého (CuSO₄). Roztoky oddeľuje pórovitá priehradka (diafragma) alebo ich spája soľný mostík, napríklad trubica alebo prúžok filtračného papiera s roztokom chloridu draselného. Ióny ním prechádzajú z jedného roztoku do druhého, roztoky sa však nepremiešajú.

• Anóda je záporná elektróda, na ktorej prebieha oxidácia (uvoľňovanie elektrónov). Kov, ktorý má vyššiu tendenciu oxidovať sa (nachádza sa v rade napätia kovov viac vľavo), zvyčajne tvorí anódu.

Príkladom je zinok v Daniellovom článku:

\( \ce{Zn(s) -> Zn^{2+}(aq) + 2e-} \)

• Katóda je kladná elektróda, na ktorej prebieha redukcia (prijímanie elektrónov). Ióny kovu, ktorý má vyššiu tendenciu redukovať sa (nachádza sa v rade napätia kovov viac vpravo), zvyčajne prijímajú elektróny na katóde.

V Daniellovom článku je to meďnatý ión:

\( \ce{Cu^{2+}(aq) + 2e- -> Cu(s)} \)

Elektróny uvoľnené na anóde prechádzajú vonkajším elektrickým obvodom ku katóde, čím vzniká jednosmerný elektrický prúd. Elektrolyt (roztok obsahujúci ióny) umožňuje prechod iónov medzi elektródami, čím sa uzatvára elektrický obvod. Rozdiel štandardných elektródových potenciálov oboch kovov, daný ich pozíciou v rade napätia kovov, určuje elektromotorické napätie (EMN) galvanického článku. Vypočíta sa ako rozdiel potenciálu katódy a anódy, pre Daniellov článok:

\( \text{EMN} = E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) - E^\circ(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}) = 0{,}34\ \text{V} - (-0{,}76\ \text{V}) = 1{,}10\ \text{V} \)

Akumulátory link

Akumulátory sú typom galvanických článkov, ktoré majú schopnosť byť po vybití opätovne nabité pripojením na externý zdroj jednosmerného napätia. Počas vybíjania fungujú ako bežné galvanické články, premieňajú chemickú energiu na elektrickú prostredníctvom spontánnych redoxných reakcií. Pri nabíjaní prebiehajú vynútené redoxné reakcie (elektrolýza), ktoré obnovujú pôvodné chemické látky v elektródach, čím sa akumulátor opäť nabije.

Olovené akumulátory, bežne používané v automobiloch, pozostávajú z elektród z olova a oxidu olovičitého ponorených v roztoku kyseliny sírovej. Počas vybíjania sa olovo oxiduje na anóde a oxid olovičitý sa redukuje na katóde. Pri nabíjaní sa tieto reakcie obracajú.

Zhrnutie princípu fungovania oloveného akumulátora:

1. anóda (záporná elektróda) – olovo (Pb) sa oxiduje a uvoľňuje elektróny
2. katóda (kladná elektróda) – oxid olovičitý (PbO₂) sa redukuje
3. elektrolyt – roztok kyseliny sírovej (H₂SO₄), ktorý umožňuje transport iónov medzi elektródami
4. vybíjanie – chemická energia sa premieňa na elektrickú, batéria dodáva prúd
5. nabíjanie – externý zdroj prúdu spôsobí obrátenie reakcií a regeneráciu elektród

Označenie elektród platí pre vybíjanie. Pri nabíjaní prebieha elektrolýza, preto je katódou olovená elektróda (síran olovnatý sa na nej redukuje na olovo) a anódou elektróda s oxidom olovičitým.

Celková reakcia pri vybíjaní akumulátora:

\( \ce{Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(aq) -> 2PbSO4(s) + 2H2O(l)} \)

Alkalické batérie link

Alkalické batérie sa používajú v prenosných elektronických zariadeniach, ako sú diaľkové ovládače, hračky, baterky, prenosné rádiá a mnoho ďalších. Rôzne typy batérií (napr. zinkovo-uhlíkové, alkalické) využívajú rôzne kovy a chemické zlúčeniny na generovanie elektrickej energie na základe princípov galvanických článkov.

Zhrnutie princípu fungovania alkalickej batérie:

1. Zinok na anóde sa oxiduje – odovzdáva elektróny a reaguje s KOH.
2. Elektróny prúdia cez vonkajší obvod – umožňujú napájanie zariadenia.
3. Oxid manganičitý na katóde sa redukuje – prijíma elektróny a premieňa sa na Mn₂O₃.
4. Elektrolyt (KOH) umožňuje transport iónov medzi elektródami.

Celková reakcia v batérii:

\( \ce{Zn(s) + 2MnO2(s) -> ZnO(s) + Mn2O3(s)} \)

Elektrolýza link

Elektrolýza predstavuje redoxné reakcie, pri ktorých dochádza k rozkladu chemických látok prechodom jednosmerného elektrického prúdu roztokom alebo taveninou. Hoci elektrolýza je proces vynútený vonkajším zdrojom elektrickej energie (na rozdiel od galvanických článkov, kde spontánne redoxné reakcie produkujú elektrickú energiu), rad napätia kovov nám pomáha predpovedať, ktoré ióny budú preferenčne redukované na katóde a ktoré budú preferenčne oxidované na anóde.

• Na katóde, ktorá je pripojená na záporný pól zdroja, prebieha redukcia (prijímanie elektrónov). V roztoku obsahujúcom viacero typov katiónov bude najľahšie redukovaný ten katión, ktorý sa nachádza v rade napätia kovov viac vpravo (má kladnejší elektródový potenciál). To znamená, že tento ión bude mať väčšiu tendenciu prijímať elektróny a vylučovať sa na katóde pred ostatnými katiónmi. Napríklad, ak je v roztoku zmes iónov medi a zinku, meď sa bude redukovať preferenčne, pretože sa v rade napätia kovov nachádza vpravo od zinku. Ak sú vo vodnom roztoku len katióny najreaktívnejších kovov (napríklad Na⁺, K⁺, Al³⁺), na katóde sa namiesto nich redukuje vodík z vody.

• Na anóde, ktorá je pripojená na kladný pól zdroja, prebieha oxidácia (odovzdávanie elektrónov). Pri elektrolýze vodných roztokov sa prednostne oxidujú bezkyslíkaté anióny (Cl⁻, Br⁻, I⁻) za vzniku halogénov. Ak sú v roztoku len kyslíkaté anióny (napríklad SO₄²⁻, NO₃⁻), tie sa neoxidujú a na anóde sa oxiduje voda za vzniku kyslíka.

Príklad: Elektrolýza vodného roztoku chloridu meďnatého (CuCl₂)

Vodný roztok chloridu meďnatého obsahuje katióny meďnaté (Cu²⁺) a anióny chloridové (Cl⁻). Voda v roztoku tiež vďaka autoprotolýze obsahuje malé množstvo katiónov vodíka (H⁺ alebo presnejšie H₃O⁺) a aniónov hydroxidových (OH⁻).

• Katóda (redukcia): Na zápornú katódu sú priťahované kladné ióny (katióny) Cu²⁺ a H⁺. Podľa radu napätia kovov (alebo hodnôt štandardných elektródových potenciálov) je redukcia iónov medi \( \ce{Cu^{2+} + 2e- -> Cu} \) ľahšia ako redukcia iónov vodíka \( \ce{2H^{+} + 2e- -> H2} \).

Preto na katóde dochádza k vylučovaniu elementárnej medi:

\( \ce{Cu^{2+}(aq) + 2e- -> Cu(s)} \)

• Anóda (oxidácia): Na kladnú anódu sú priťahované záporné ióny (anióny) Cl⁻ a OH⁻. Konkurujú tu dve reakcie: oxidácia chloridových iónov na chlór \( \ce{2Cl- -> Cl2 + 2e-} \) a oxidácia vody na kyslík \( \ce{2H2O -> O2 + 4H^{+} + 4e-} \).

Chloridové ióny ako bezkyslíkaté anióny sa oxidujú prednostne, preto na anóde vzniká plynný chlór:

\( \ce{2Cl-(aq) -> Cl2(g) + 2e-} \)

Celková reakcia:

\( \ce{CuCl2(aq) -> Cu(s) + Cl2(g)} \)

Ióny sú v roztoku v skutočnosti hydratované, preto sa zapisujú Cu²⁺(aq) a Cl⁻(aq).

Príklad: Elektrolýza taveniny chloridu sodného (NaCl)

Pri elektrolýze taveniny NaCl, ktorá prebieha pri teplotách nad bodom topenia (približne 801 °C), sú v tavenine voľne pohyblivé ióny sodné (Na⁺) a chloridové (Cl⁻). Voda v tavenine nie je prítomná.

• Katóda (redukcia): Na zápornú katódu sú priťahované kladné sodné ióny (Na⁺). Na katóde sa sodné ióny redukujú priamo na kovový sodík, ktorý sa pri tejto teplote vylučuje ako kvapalina (Na(l)).

\( \ce{2Na+ + 2e- -> 2Na(l)} \)

• Anóda (oxidácia): Na kladnú anódu sú priťahované záporné chloridové ióny (Cl⁻). Tieto ióny sa oxidujú a tvoria molekulový chlór, ktorý sa uvoľňuje ako plyn.

\( \ce{2Cl- -> Cl2(g) + 2e-} \)

Celková reakcia:

\( \ce{2NaCl(l) -> 2Na(l) + Cl2(g)} \)

Produkty reakcie sú kvapalný sodík, ktorý sa ďalej môže zbierať a spracovávať, a plynný chlór, ktorý sa odstraňuje z článku. Proces je základom Downsovho procesu, používaného na priemyselnú výrobu sodíka a chlóru. Na rozdiel od elektrolýzy vodného roztoku NaCl, kde sa na katóde redukuje vodík z vody a sodík zostáva v roztoku ako Na⁺ (vzniká roztok NaOH), sa tu na katóde vylučuje kovový sodík.

Hmotnosť látky vylúčenej pri elektrolýze opisujú Faradayove zákony: je priamo úmerná elektrickému náboju, ktorý prešiel elektrolytom, čo vyjadruje vzťah

\( m = \dfrac{M \cdot I \cdot t}{z \cdot F} \)

kde \( M \) je molárna hmotnosť látky, \( I \) elektrický prúd, \( t \) čas, \( z \) počet elektrónov potrebných na premenu jednej častice a \( F \) Faradayova konštanta – náboj jedného mólu elektrónov, 96 485 C·mol⁻¹.