Mi a redoxkémia?
Minden kémiai reakció vagy mozgat elektronokat, vagy nem. Azok, amelyek mozgatnak, a redox reakciók (redukció–oxidáció), és lefedik az égést, az akkumulátorokat, a korróziót, a kohászatot és az anyagcserét. A tárgyat kezelhetővé tevő könyvelési eszköz az oxidációs szám: egy hipotetikus töltés, amelyet egy atom hordozna, ha minden kötés teljesen ionos volna. Nem valódi töltés, de könyvelésként azonnal megmondja, ki adott le elektronokat, ki vett fel, és mennyi cserélt gazdát.
Az egy megjegyzendő szabály: LEO says GER — Lose Electrons, Oxidized; Gain Electrons, Reduced (az elektronokat leadó oxidálódik; az elektronokat felvevő redukálódik). És az elnevezési csapda: az oxidálószer az a részecske, amely redukálódik (másokat oxidál).
Oxidációs számok megadása: az algoritmus
A szabályok szigorú sorrendben alkalmazandók: szabad elem = 0; egyatomos ion = a töltése; az F mindig −1; az O −2, kivéve peroxidokban (H2O2, Na2O2, ahol −1) és az OF2-ben (+2); a H +1, kivéve fémhidridekben (−1); az 1. csoport fémei +1, a 2. csoporté +2; és az összes oxidációs szám összege egyenlő a nettó töltéssel. Ami ismeretlen marad, algebrailag megoldódik. A panel előbeállításai a klasszikusokon vezetik végig: a KMnO4-ben a K(+1) és az O(−2)×4 Mn = +7-et kényszerít; a K2Cr2O7 atomonként Cr = +6-ot; a Cr2O72− dikromát-anion ugyanezt teszi a −2-es töltéssel a mérlegben. A Fe3O4 az érdekes eset: az algebra vasatomonként átlagosan +2,7-et ad, ez valódi vegyes vegyértékű oxid (FeO·Fe2O3), amelynek két különböző vashelyét a kémikusok +2-nek és +3-nak írják. A panel ugyanezt a különbségtételt alkalmazza: a valódi peroxidok (H2O2, Na2O2, CaO2) minden O-t −1-re tesznek, míg az olyan dioxidok, mint a MnO2, az O-t −2-n tartják.
Rendezés félreakciókkal
A legbiztosabb rendezési módszer minden redox egyenletet egy oxidációs és egy redukciós félre bont, mindkettőt külön rendezi, majd úgy szorozza, hogy az elektronok kiessenek. Minden félreakciót rögzített sorrendben rendezünk: (1) minden atom az O-n és H-n kívül, (2) O H2O-val, (3) H H+-nal savas, vagy OH−-nal lúgos közegben, (4) töltés elektronokkal. A panel mintája a tankönyvi permanganát-redukció: MnO4− → Mn2+ savasan így rendeződik: MnO4− + 8H+ + 5e&supminus; → Mn2+ + 4H2O — négy víz négy oxigénre, nyolc proton nyolc hidrogénre, öt elektron a +7 → +2 út egyeztetéséhez.
A potenciáltáblázat mint bajnoki tabella
A standard redukciós potenciálok E° (volt, a 0,00-nál pontosan nulla standard hidrogénelektródhoz képest) minden félreakciót az elektronfelvételi kedve szerint rangsorolnak. A panel 21 bejegyzéses táblázatát bajnoki tabellaként kell olvasni: F2 (+2,87) a legerősebb oxidálószer a tetején, Li+ (−3,04) a legerősebb redukálószer alul, a köztes fémek pedig a klasszikus aktivitássort adják vissza — bármely alacsonyabb helyen álló redukált forma elektronokat ad át bármely fölötte lévő oxidált formának. Ezért szorítja ki a cink fém a Cu2+-t az oldatból: az elektronok spontán áramlanak a Zn-ből a Cu2+ felé. Két bejegyzésből cellát építeni: E°cella = E°katód − E°anód, és e különbség előjele a spontaneitás ítélete — a híres Daniell-cella Cu-t (+0,34) Zn-nel (−0,76) párosítja, E°cella = +1,10 V értékkel.
Nernst: a koncentráció mozgatja a célvonalat
Az E° csak 1 M-on és 1 atm-en érvényes; a Nernst-egyenlet E = E° − (RT/nF) ln Q a valódi koncentrációkra korrigál (a 25 °C-os rövidítés, E = E° − (0,0592/n) log Q, ugyanaz az egyenlet számokkal összevonva). A panel két mintája behatárolja a viselkedést: a Zn2+/Zn pár (E° = −0,76 V, n = 2) Q = 0,1 esetén E = −0,7304 V-ra tolódik — még mindig negatív, redukcióként nem spontán, ezért szolgál a cink anódként; a Cu2+/Cu pár (+0,34 V) Q = 0,01 mellett E = +0,3992 V-ra emelkedik, a termékben szegény oldatok erősebben tolják a redukciót. A Q → K határesetben E → 0, ez a híd az egyensúlyi állandóhoz és a ΔG = −nFE összefüggéshez.
Gyakori tévhitek
- Az oxidációhoz oxigén kell. A név etimológiai csapda: Na → Na+ + e&supminus; oxidáció, és sehol nincs oxigén. A definíció az elektronleadás, kész.
- Az oxidálószer oxidálódik. Fordítsuk meg: az oxidálószer okozza az oxidációt, és eközben redukálódik. A MnO4− azért oxidálószer, mert Mn-je (+7) +2-re csökken.
- A pozitívabb E° erősebb redukálószert jelent. Ellenkezőleg: a pozitív E° a redukcióra hajlamos = erős oxidálószer. Az erős redukálószerek a negatív végen élnek.
- A hidrogén mindig +1. Csak nemfémekkel alkotott vegyületekben. A NaH-ban (és a LiAlH4-ben) −1 — a hidrid egy protonnak két elektronnal.
Kapcsolódó eszközök: a Kémiai egyensúly (E és K ugyanannak az állandónak két nézete), a Termokémia (ΔG = −nFE), és az Elektronkonfiguráció (a cserélt elektronok).
