Hvad er redoxkemi?
Enhver kemisk reaktion flytter elektroner eller gør ikke. De der gør det, er redox-reaktioner — reduktion-oxidation — og de dækker forbrænding, batterier, korrosion, metallurgi og stofskifte. Bogholderiredskabet, der gør emnet overskueligt, er oxidationstrinnet: en hypotetisk ladning, et atom ville have, hvis hver binding var fuldt ionisk. Det er ikke en reel ladning, men som regnskab fortæller det med det samme, hvem der tabte elektroner, hvem der fik dem, og hvor mange der skiftede hænder.
Den ene regel at huske: LEO says GER — Lose Electrons, Oxidized; Gain Electrons, Reduced. Og navnefælden: oxidationsmidlet er den art, der bliver reduceret (den oxiderer noget andet).
Tildeling af oxidationstrin: algoritmen
Reglerne anvendes i streng rækkefølge: fri grundstof = 0; monoatomar ion = dens ladning; F er altid −1; O er −2 undtagen i peroxider (H2O2, Na2O2, hvor den er −1) og i OF2 (+2); H er +1 undtagen i metalhydrider (−1); gruppe 1-metaller +1, gruppe 2 +2; og summen af alle trin er lig med nettoladningen. Det, der står tilbage ukendt, løses algebraisk. Panelets forvalg gennemgår klassikerne: KMnO4 har K(+1) og O(−2)×4, hvilket tvinger Mn = +7; K2Cr2O7 tvinger Cr = +6 pr. atom; dichromat-anionen Cr2O72− gør det samme med ladningen −2 i balancen. Fe3O4 er det interessante: algebraen giver et gennemsnit på +2,7 pr. Fe, et ægte blandet-valens-oxid (FeO·Fe2O3), hvis to forskellige jernpositioner kemikere skriver som +2 og +3. Panelet anvender den samme skelnen: ægte peroxider (H2O2, Na2O2, CaO2) sætter hvert O til −1, mens dioxider som MnO2 holder O på −2.
Afstemning med halvreaktioner
Den sikreste afstemningsmetode deler en redoxligning i en oxidations- og en reduktionshalvdel, afstemmer hver for sig og ganger derefter op, så elektronerne går op. Hver halvreaktion afstemmes i fast rækkefølge: (1) alle atomer undtagen O og H, (2) O med H2O, (3) H med H+ i syre eller OH− i base, (4) ladning med elektroner. Panelets eksempel er lærebogens permanganat-reduktion: MnO4− → Mn2+ i syre afstemmes til MnO4− + 8H+ + 5e&supminus; → Mn2+ + 4H2O — fire vandmolekyler til fire oxygener, otte protoner til otte hydrogener, fem elektroner til at forene +7 → +2-rejsen.
Potentialtabellen som en ligatabel
Standard-reduktionspotentialer E° (volt, mod standard-brintelektroden ved præcis 0,00) rangerer hver halvreaktion efter dens appetit på elektroner. Læs panelets 21-punkts tabel som en stilling: F2 (+2,87) er det stærkeste oxidationsmiddel øverst, Li+ (−3,04) det stærkeste reduktionsmiddel nederst, og metallerne imellem gengiver den klassiske aktivitetsrække — enhver reduceret form længere nede i tabellen vil afgive elektroner til enhver oxideret form over den. Derfor fortrænger zinkmetal Cu2+ fra opløsning: elektronerne strømmer spontant fra Zn over til Cu2+. For at bygge en celle af to poster: E°celle = E°katode − E°anode, og fortegnet på forskellen er spontanitetsdommen — den berømte Daniell-celle parrer Cu (+0,34) med Zn (−0,76) for E°celle = +1,10 V.
Nernst: koncentrationen flytter målstregerne
E° gælder kun ved 1 M og 1 atm; Nernst-ligningen E = E° − (RT/nF) ln Q korrigerer for reelle koncentrationer (genvejen ved 25 °C, E = E° − (0,0592/n) log Q, er den samme ligning med tallene indsat). Panelets to eksempler afgrænser adfærden: Zn2+/Zn-parret (E° = −0,76 V, n = 2) ved Q = 0,1 forskydes til E = −0,7304 V — stadig negativt, ikke-spontant som reduktion, og netop derfor tjener zink som anode; Cu2+/Cu-parret (+0,34 V) ved Q = 0,01 stiger til E = +0,3992 V, idet produktfattige opløsninger presser reduktionen hårdere. I grænsen Q → K, E → 0, og det er broen til ligevægtskonstanten og til ΔG = −nFE.
Almindelige misforståelser
- Oxidation kræver ilt. Navnet er en etymologisk fælde: Na → Na+ + e&supminus; er oxidation, uden ilt nogen steder. Definitionen er elektrontab, punktum.
- Oxidationsmidlet oxideres. Vend det om: midlet forårsager oxidation og bliver selv reduceret. MnO4− er oxidationsmidlet netop fordi dets Mn (+7) falder til +2.
- En mere positiv E° betyder et stærkere reduktionsmiddel. Modsat: positiv E° = ivrig efter at blive reduceret = stærkt oxidationsmiddel. Stærke reduktionsmidler findes i den negative ende.
- Brint er altid +1. Kun i forbindelser med ikke-metaller. I NaH (og LiAlH4) er den −1 — hydrid er en proton med to elektroner.
Relaterede værktøjer: Kemisk ligevægt (E og K er to synsvinkler på én konstant), Termokemi (ΔG = −nFE) og Elektronkonfiguration (de elektroner, der handles).
