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:

\( \text{Zn}^0 + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}^0 \)

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:

\( \text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^- \)

\( \text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu} \)

Súčet týchto dvoch čiastkových reakcií dáva celkovú redoxnú reakciu:

\( \text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu} \)

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. ako horný index pri symbole prvku v chemickom vzorci
2. ako rímska číslica v zátvorke za názvom prvku v názvosloví zlúčeniny. 

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 kovu 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.

Náboj iónu sa určuje ako súčet oxidačných čísel všetkých atómov v ňom. 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 určujú podľa určitých pravidiel a používajú sa 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.

Rad napätia kovov link

Rad napätia kovov, označovaný aj ako 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.

Rad napätia kovov sa formálne zhoduje s poradím rastúcich štandardných elektródových potenciálov (\( E^\circ \)).

• Čím je kov nižšie v rade napätia (negatívnejší potenciál), tým ľahšie sa oxiduje a tým silnejšie redukovadlo je.
• Čím je kov vyššie v rade napätia (pozitívnejší potenciál), tým ťažšie sa oxiduje a tým stabilnejšia je jeho elementárna forma.

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

• Neušľachtilé kovy sa v rade nachádzajú pred vodíkom. Majú tendenciu ľahko oxidovať, 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 sú ušľachtilé a nereagujú s bežnými kyselinami.

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:

• Výmena kovov v roztokoch solí
• Reakcie kovov s kyselinami
• Reakcie kovov s vodou
• Reakcie kovov s nekovmi (napr. kyslíkom)
• Redukcia oxidov kovov pri ich výrobe
• Galvanické články
• Elektrolýza

Výmena kovov v roztokoch solí link

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

Príklad: Reakcia železa s roztokom síranu meďnatého

Ak vložíme železný klinec do roztoku síranu meďnatého, železo (umiestnené vyššie v rade napätia) sa bude oxidovať na ióny železa, zatiaľ čo ióny medi (umiestnené nižšie) sa budú redukovať na elementárnu meď, ktorá sa vylúči na povrchu železa:

\( \text{Fe}(s) + \text{Cu}^{2+}(aq) \rightarrow \text{Fe}^{2+}(aq) + \text{Cu}(s) \)

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

Neoxidujúce kyseliny uvoľňujú protóny (H⁺) pri reakciách, čo je ich charakteristická acidobázická vlastnosť. Ich anióny majú len veľmi malú alebo žiadnu tendenciu prijímať elektróny (redukovať sa), čiže sa nemenia.

Kovy, ktoré sa v rade napätia nachádzajú pred vodíkom, majú väčšiu tendenciu oxidovať sa než vodík, a preto dokážu reagovať so zriedenými neoxidujúcimi kyselinami (napr. HCl, H₂SO₄). Výsledkom reakcie je soľ kovu a vodík (H₂).

Príkladom neoxidujúcich kyselín sú kyselina chlorovodíková (HCl), kyselina sulfánová (H₂S) a kyselina uhličitá (H₂CO₃).

Príklad: Reakcia zinku s kyselinou chlorovodíkovou

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

\( \text{Zn}(s) + 2\text{HCl}(aq) \rightarrow \text{ZnCl}_2(aq) + \text{H}_2(g) \)

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 ušľachtilými kovmi (teda kovmi, ktoré sú v elektrochemickom rade za vodíkom). Pri týchto reakciách nevzniká vodík, ale produkty oxidácie kyseliny, napríklad oxidy dusíka alebo síry.

Príkladmi silných oxidujúcich kyselín sú:

• Kyselina dusičná (HNO₃) – jedna z najsilnejších oxidujúcich kyselín, oxiduje aj ušľachtilé kovy.
• Koncentrovaná kyselina sírová (H₂SO₄) – v horúcom stave pôsobí ako silné oxidačné činidlo.
• Kyselina manganistá (HMnO₄) – extrémne silné oxidačné činidlo.

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).

\( \text{Cu}(s) + 4\text{HNO}_3(aq) \rightarrow \text{Cu(NO}_3\text{)}_2(aq) + 2\text{NO}_2(g) + 2\text{H}_2\text{O}(l) \)

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 kyseliny dusičnej (HNO₃) a kyseliny chlorovodíkovej (HCl) v pomere 1:3. Pri tejto reakcii vzniká tetrachlorozlatitanový anión \( \text{AuCl}_4^- \):

\( \text{Au}(s) + 3\text{HNO}_3(aq) + 4\text{HCl}(aq) \rightarrow \text{H[AuCl}_4](aq) + 3\text{NO}_2(g) + \text{H}_2\text{O}(l) \)

Reakcie kovov s vodou link

Najreaktívnejšie kovy (alkalické a kovy alkalických zemín) reagujú s vodou priamo, pričom vzniká hydroxid kovu a vodík. Menej reaktívne kovy 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:

\( 2\text{Na}(s) + 2\text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow 2\text{NaOH}(aq) + \text{H}_2(g) \)

Železo alebo meď s vodou za bežných podmienok nereagujú.

Reakcie kovov s kyslíkom link

Reaktivita kovov voči kyslíku klesá s ich umiestnením v rade napätia. Najreaktívnejšie kovy sa oxidujú veľmi ľahko a tvoria oxidy už pri izbovej teplote. 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:

\( 2\text{Mg}(s) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2\text{MgO}(s) \)

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:

\( \text{SiO}_2 + 2\text{C} \rightarrow \text{Si} + 2\text{CO} \)

Ak reakcia prebieha za prítomnosti železnej rudy, vzniká zliatina známa ako ferosilicium, ktorá sa používa pri výrobe ocele.

Príklad: Redukcia oxidov železa uhlíkom

Pri výrobe železa sa oxidy železa redukujú pomocou uhlíka alebo oxidu uhoľnatého v vysokých peciach. Tento proces prebieha v niekoľkých stupňoch:

• Najprv sa oxid železitý (Fe₂O₃) redukuje na oxid železnatý (Fe₃O₄).
• Následne sa oxid železnatý redukuje na železo (FeO → Fe).

Celková reakcia môže byť vyjadrená nasledovne:

\( \text{Fe}_2\text{O}_3 + 3\text{C} \rightarrow 2\text{Fe} + 3\text{CO} \)

Alternatívne môže redukcia prebiehať cez oxid uhoľnatý ako medziprodukt:

\( \text{Fe}_2\text{O}_3 + 3\text{CO} \rightarrow 2\text{Fe} + 3\text{CO}_2 \)

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

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. Dôvodom je ich vysoká afinita ku kyslíku – tieto kovy by vytvorili stabilné karbidy alebo by sa uhlíkom nedali redukovať za bežných podmienok. 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 a intenzívnejšie prebieha ich vzájomná redoxná reakcia.

• Ak je rozdiel v elektrochemickom rade veľký, reakcia prebieha rýchlo a prudko.
• Ak je rozdiel malý, reakcia môže byť pomalšia alebo nemusí prebiehať vôbec.

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 3000 °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:

\( \text{Fe}_2\text{O}_3(s) + 2\text{Al}(s) \rightarrow \text{Al}_2\text{O}_3(s) + 2\text{Fe}(l) \)

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.

Ďalšie aplikácie aluminotermie sú aj pri výrobe chrómu (redukciou oxidu chromitého Cr₂O₃), mangánu (redukciou MnO₂) a iných kovov, ako molybdén, kobalt a niektoré aktinoidy.

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:

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

Príkladom je zinok v Daniellovom článku:

\( \text{Zn}(s) \rightarrow \text{Zn}^{2+}(aq) + 2e^- \)

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

V Daniellovom článku je to meďnatý ión:

\( \text{Cu}^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu}(s) \)

Elektróny uvoľnené na anóde prechádzajú vonkajším elektrickým obvodom ku katóde, čím vzniká jednosmerný elektrický prúd. Elektrolyt (roztok alebo tavenina obsahujúca ióny) umožňuje prechod iónov medzi elektródami, čím sa uzatvára elektrický obvod. Rozdiel v reaktivite kovov, daný ich pozíciou v rade napätia kovov, určuje elektromotorické napätie (EMN) galvanického článku.

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 olovo oxiduje na anóde a oxid olovičitý sa redukuje na katóde. Pri nabíjaní sa tieto reakcie obracajú.

Zhrnutie princípu fungovania oloveného akumulátora:

1. Anóda (negatívna elektróda): Olovo (Pb) sa oxiduje a uvoľňuje elektróny.
2. Katóda (pozitívna elektróda): Oxid olovičitý (PbO₂) sa redukuje.
3. Elektrolyt: Roztok kyseliny sírovej (H₂SO₄), ktorý umožňuje transport iónov medzi elektródami.
4. Počas vybíjania: Chemická energia sa premieňa na elektrickú – batéria dodáva prúd.
5. Počas nabíjania: Externý zdroj prúdu spôsobí obrátenie reakcií a regeneráciu elektród.

Celková reakcia pri vybíjaní akumulátora:

\( \text{Pb}(s) + \text{PbO}_2(s) + 2\text{H}_2\text{SO}_4(aq) \rightarrow 2\text{PbSO}_4(s) + 2\text{H}_2\text{O}(l) \)

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:

\( \text{Zn}(s) + 2\text{MnO}_2(s) + \text{H}_2O(l) \rightarrow \text{ZnO}(s) + \text{Mn}_2O_3(s) \)

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 prebieha redukcia (prijímanie elektrónov). V roztoku obsahujúcom viacero typov katiónov bude najľahšie redukovaný ten katión, ktorý sa nachádza nižšie v rade napätia kovov (má vyšší 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 nižšie ako zinok.

• Na anóde prebieha oxidácia (odovzdávanie elektrónov). Pri oxidácii aniónov je situácia zložitejšia a okrem polohy v rade napätia (resp. ich štandardných elektródových potenciálov) zohrávajú úlohu aj iné faktory, ako je kinetika reakcií a koncentrácia iónov. Avšak vo všeobecnosti, anióny s nižším štandardným oxidačným potenciálom (resp. vyšším štandardným redukčným potenciálom ich konjugovaných kyselín) budú oxidované ľahšie. Často však pri elektrolýze vodných roztokov dochádza k oxidácii vody na anóde za vzniku kyslíka, najmä ak sú prítomné halogenidové ióny v nízkych koncentráciách alebo ak ich oxidácia vyžaduje veľmi vysoký potenciál.

Príklad: Elektrolýza vodného roztoku chloridu meďnatého (CuCl₂)

Vodný roztok chloridu meďnatého obsahuje katióny meďnaté (Cu²⁺) a anióny chloridové (Cl⁻). Voda v roztoku tiež disociuje na 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 \( \text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu} \) ľahšia ako redukcia iónov vodíka \( 2\text{H}^{+} + 2e^- \rightarrow \text{H}_2 \).

Preto na katóde dochádza k vylučovaniu elementárnej medi:

\( \text{Cu}^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu}(s) \)

• Anóda (oxidácia): Na kladnú anódu sú priťahované záporné ióny (anióny) Cl⁻ a OH⁻. Pri oxidácii týchto iónov konkurujú dve reakcie: oxidácia chloridových iónov na chlór \( 2\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2 + 2e^- \) a oxidácia hydroxidových iónov (alebo vody) na kyslík \( 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{O}_2 + 4\text{H}^{+} + 4e^- \) alebo \( 4\text{OH}^- \rightarrow \text{O}_2 + 2\text{H}_2\text{O} + 4e^- \).

V prípade vyššej koncentrácie chloridových iónov sa prednostne oxidujú chloridové ióny za vzniku plynného chlóru:

\( 2\text{Cl}^-(aq) \rightarrow \text{Cl}_2(g) + 2e^- \)

Celková reakcia:

\( \text{CuCl}_2(aq) \rightarrow \text{Cu}(s) + \text{Cl}_2(g) \)

V skutočnosti, v roztoku sú prítomné aj hydratované ióny ([Cu(ag)]²⁺ a [Cl(ag)]⁻).

Príklad: Elektrolýza taveniny chloridu sodného (NaCl)

Pri elektrolýze taveniny NaCl, ktorá prebieha pri teplotách nad bodom topenia (približne 801 °C), sú disociované ióny sodné (Na⁺) a chloridové (Cl⁻). Celý proces prebieha v pevných elektrolytických podmienkach, kde nie je prítomná voda.

• Katóda (redukcia): Na zápornú katódu sú priťahované kladné sodné ióny (Na⁺). Na katóde sa sodné ióny redukujú priamo na kovový sodík, ktorý sa v tavenine vylučuje vo forme kvapalného (Na(l)).

\( 2\text{Na}^+ + 2e^- \rightarrow 2\text{Na}(l) \)

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

\( 2\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2(g) + 2e^- \)

Celková reakcia:

\( 2\text{NaCl}(l) \rightarrow 2\text{Na}(l) + \text{Cl}_2(g) \)

Táto elektrolýza prebieha bez prítomnosti vody – ide o čistú taveninu NaCl. Produkty reakcie sú kvapalný sodík (tavenina), 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 NaOH, v tomto prípade sa skutočne vyzráža čistý kovový sodík.