1.3 Nejjednodušší redoxní reakce

Pro odhad průběhu redoxních reakcí je zapotřebí umět rozpoznat stabilní a nestabilní elektronové konfigurace jednotlivých prvků. To nám umožní identifikovat běžná oxidační a redukční činidla a pomůže i se základní představou o různých silách těchto redoxních činidel.

Pro začátek musíme vědět, v jakém oxidačním stavu se prvek, o který se zajímáme, běžně vyskytuje ve světě kolem nás. Příroda měla totiž dostatek času, aby v ní běžně obsažené látky (např. skály, půda, voda ale i prvky, ionty a většina sloučenin v lidském těle) přešly z reaktivnějších metastabilních oxidačních stavů na ty v daném prostředí méně reaktivní a stabilnější.

Dále musíme vědět, kde se daný prvek nachází v periodické tabulce prvků a umět posoudit (relativně, ne absolutně v konkrétních hodnotách) zejména hodnotu elektronegativity jednotlivých prvků. Z toho si můžeme jednoduše odvodit preference jednotlivých prvků ke tvorbě kladných či záporných formálních oxidačních stavů. Vzájemné porovnání elektronegativit prvků tvořících sloučeninu mezi sebou nám pak může napovědět něco o charakteru vazby (iontovější vs. kovalentnější), a tím i něco o další možné reaktivitě látky.

Když k tomu ještě připojíme znalost obecně velmi stabilních elektronových konfigurací (např. těch, ve kterých prvky nebo ionty napodobují konfigurace vzácných, dříve nazývaných inertních, plynů He, Ne, Ar, Kr, Xe a Rn), začneme být schopni odhadovat pravé strany běžných redoxních rovnic.

Syntéza bromidu hlinitého z prvků – modelový příklad

 2 Al(s) + 3 Br₂(l) → 2 AlBr₃(s)        (ve skutečnosti vzniká dimer – Al₂Br₆)

V této rovnici se vyskytují dva prvky – hliník a brom. Hliník se v přírodě vyskytuje výhradně ve formě různých hlinitých oxidů a hlinitokřemičitanů, tedy v oxidačním stavu +III. Oxidační stav 0 tedy pro něj nebude stabilním stavem. Dále z postavení hliníku v periodické tabulce vyplývá, že tento prvek má nižší elektronegativitu typickou pro neušlechtilé kovy. Tudíž jakýkoliv stav, ve kterém bude mít více valenčních elektronů, než ve svém nejstabilnějším oxidačním stavu +III (kde napodobuje elektronovou konfiguraci nejbližšího nižšího vzácného plynu neonu), bude vykazovat velmi silné redukční účinky (hliník „chce ztratit“ své valenční elektrony a přejít tak do svého nejstabilnějšího stavu +III).

Brom je naproti tomu typický nekovový prvek z pravého horního rohu periodické tabulky (5. nejvyšší elektronegativita po fluoru, kyslíku, chloru a dusíku). Jeho molekulární forma Br₂(0) je velmi reaktivní (jednoduchá kovalentní vazba mezi hodně elektronegativními prvky bývá obecně slabší díky neochotě takových prvků sdílet elektronovou hustotu, zde se konkrétně Br₂ snadno rozpadá na radikály .Br, obdobně např. peroxidy) a na Zemi se nevyskytuje. Nejstabilnější variantou a převažující formou ve sloučeninách bromu je oxidační stav -I (např. bromid draselný), ve kterém brom elektronovou konfigurací napodobuje nejbližší vyšší vzácný plyn krypton.

Jedná se tedy o výměnu elektronů výhodnou jak pro hliník, tak pro brom. Zde není pochyb, že reakce bude probíhat zleva doprava tak, jak je zapsána.