1.4 Běžné redoxní rovnice

Reakce chloru s oxidem siřičitým v bezvodém prostředí – modelový příklad

 Cl₂(g) + SO₂(g) → ?

Nejprve si u jednotlivých prvků označíme jejich formální oxidační stavy:

Cl⁰₂ + S^+IVO^-II₂ →

a ohodnotíme je vzhledem k redoxní stabilitě/nestabilitě, čímž zjistíme možná místa zvýšené redoxní reaktivity, a tím pádem i směr případné redoxní reakce:

• Cl(0) – velmi silné oxidační činidlo (dominantní formou 3. nejelektronegativnějšího prvku v přírodě je Cl(-I), kde chlor napodobuje stabilní elektronovou konfiguraci vzácného plynu neonu)

• S(+IV) – redoxně metastabilní, nicméně v přírodě se SO₂ běžně vyskytuje (více sloučenin síry se však nachází v oxidačních stavech S(-II) – různé sulfidické rudy jako galenit PbS nebo pyrit FeS₂ ale i volný sulfan H₂S, 0 – elementární síra a +VI – různé sírany)

• O(-II) – redoxně stabilní (kyslík je 2. nejelektronegativnější prvek, a tak bude preferovat záporné oxidační stavy – zde elektronovou konfiguraci vzácného plynu neonu)

Z výše uvedeného vyplývá, že pokud se má jednat o děj redoxní povahy, budou jeho hybnou silou silné oxidační účinky molekulárního chloru. Seřadíme si ostatní atomy podle schopnosti poskytovat elektronovou hustotu, tzn. být oxidován (zde pro zjednodušení podle vzrůstající elektronegativity atomů):

S < Cl < O

Síra bude tedy nejsnáze oxidovatelnou částicí, reakcí bude vznikat rozhodně stabilnější S(+VI) – elektronová konfigurace vzácného plynu neonu. Chlor se bude redukovat do svého nejstabilnějšího formálního oxidačního stavu Cl(-I). Zbývá zapsat konkrétní produkt(y) s těmito oxidačními stavy:

Cl₂(g) + SO₂(g) → SO₂Cl₂(l)

Jelikož zde ke vznikajícímu Cl^- neexistuje jiný možný kation než SO₂²⁺, vzniká adicí kovalentní kapalná látka – chlorid sulfurylu (jedná se o dichlorid kyseliny sírové).

Reakce mezi hydridem vápenatým a vodou – modelový příklad

 CaH₂(s) + H₂O(l) → ?

Označíme si u prvků jejich formální oxidační stavy a ohodnotíme je vzhledem k redoxní reaktivitě:

• Ca(+II) – redoxně naprosto stálé (jedná se elektronovou konfiguraci vzácného plynu argonu, je to jediná forma elektronové konfigurace vápníku v přírodě)

• H(-I) – velmi silné redukční činidlo i přesto, že jedná o stabilní elektronovou konfiguraci vzácného plynu helia (iontové hydridy se v přírodě kolem nás vůbec nevyskytují, naopak dominantní formou je H(+I), a tedy jak iontové hydridy, tak atomární/molekulární vodík budou silná redukční činidla)

• H(+I) – redoxně stabilní (již jsme hodnotili, viz výše)

• O(-II) – redoxně stabilní, viz předchozí příklad

Z výše uvedeného vyplývá, že pokud se má jednat o děj redoxní povahy, budou jeho hybnou silou silné redukční schopnosti hydridického iontu. Nyní se podíváme jak zjistit, který ze zbývajících prvků nejspíše elektrony přijme (tzn., bude redukován). Seřadíme si ostatní atomy podle schopnosti přitahovat k sobě elektronovou hustotu (zde pro zjednodušení podle klesající elektronegativity atomů):

O > H > Ca

Kyslík by tedy měl nejochotněji přijímat nabízené elektrony, ale nemůže (nemá kam, jeho valenční elektronová slupka je již zaplněna). Druhý v pořadí je vodík v molekule vody H(+I), a to tedy bude náš příjemce elektronu od hydridického anionu. Zapsaný princip reakce (jedná se o synproporcionaci):

H^- + H⁺ → H₂

Zbývá nám ještě dořešit, co se stane se zbývajícími atomy, které se neúčastní redoxního děje – Ca(+II) a O(-II). Pokud bychom tyto dva atomy jednoduše spojili do jedné sloučeniny, vznikla by smysluplná existující látka – oxid vápenatý. Musíme se ale ještě zamyslet, jestli takováto sloučenina může existovat za podmínek dané reakce. Měli bychom dojít k závěru že ne, jelikož se ve své podstatě jedná o anhydrid hydroxidu, lidově také zvaný „nehašené vápno“. I kdyby nám tedy CaO in situ vznikl, ihned by ve vodě zreagoval (vzniklo by „hašené vápno“):

CaO(s) + H₂O(l) → Ca(OH)₂(aq)

Celková reakce tedy bude:

CaH₂(s) + 2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + Ca(OH)₂(aq)