Wat is redoxchemie?
Elke chemische reactie verplaatst elektronen of niet. De reacties die dat wel doen zijn redoxreacties — reductie-oxidatie — en ze omvatten verbranding, batterijen, corrosie, metallurgie en metabolisme. Het boekhoudmiddel dat het onderwerp beheersbaar maakt is de oxidatietoestand: een hypothetische lading die een atoom zou dragen als elke binding volledig ionisch was. Het is geen echte lading, maar als boekhouding vertelt het u meteen wie elektronen verloor, wie ze won, en hoeveel er van eigenaar wisselden.
De ene regel om te onthouden: LEO zegt GER — Lose Electrons, Oxidized (elektronen afstaan = oxidatie); Gain Electrons, Reduced (elektronen opnemen = reductie). En de naamgevingsval: het oxidatiemiddel is de soort die gereduceerd wordt (het oxideert iets anders).
Oxidatietoestanden toekennen: het algoritme
De regels worden in strikte volgorde toegepast: vrij element = 0; monoatomisch ion = zijn lading; F is altijd −1; O is −2 behalve in peroxiden (H2O2, Na2O2, waar het −1 is) en in OF2 (+2); H is +1 behalve in metaalhydriden (−1); metalen uit groep 1 +1, groep 2 +2; en de som van alle toestanden is gelijk aan de nettolading. Wat overblijft wordt algebraïsch opgelost. De voorinstellingen van het paneel doorlopen de klassiekers: KMnO4 heeft K(+1) en O(−2)×4, wat Mn = +7 afdwingt; K2Cr2O7 dwingt Cr = +6 per atoom af; het dichromaatanion Cr2O72− doet hetzelfde met lading −2 in de balans. Fe3O4 is het interessante geval: de algebra komt uit op +2,7 per Fe, een echt gemengde-valentie-oxide (FeO·Fe2O3) waarvan de twee verschillende ijzerplaatsen chemici als +2 en +3 schrijven. Het paneel past hetzelfde onderscheid toe: echte peroxiden (H2O2, Na2O2, CaO2) zetten elk O op −1, terwijl dioxiden zoals MnO2 O op −2 houden.
Balanceren met halfreacties
De meest betrouwbare balanceermethode splitst elke redoxvergelijking in een oxidatiehelft en een reductiehelft, balanceert elk apart en vermenigvuldigt dan zodat de elektronen wegvallen. Elke halfreactie wordt in een vaste volgorde gebalanceerd: (1) alle atomen behalve O en H, (2) O met H2O, (3) H met H+ in zuur of OH− in base, (4) lading met elektronen. Het voorbeeld van het paneel is de klassieke permanganaatreductie: MnO4− → Mn2+ in zuur balanceert tot MnO4− + 8H+ + 5e&supminus; → Mn2+ + 4H2O — vier watermoleculen voor vier zuurstofatomen, acht protonen voor acht waterstofatomen, vijf elektronen om de reis +7 → +2 te verrekenen.
De potentiaaltabel als ranglijst
Standaard reductiepotentialen E° (volt, ten opzichte van de standaard waterstofelektrode van precies 0,00) rangschikken elke halfreactie naar zijn elektronenhonger. Lees de tabel van 21 items als een ranglijst: F2 (+2,87) is het sterkste oxidatiemiddel bovenaan, Li+ (−3,04) het sterkste reductiemiddel onderaan, en de metalen daartussen herhalen de klassieke activiteitenreeks — elke gereduceerde vorm lager in de tabel doneert elektronen aan elke geoxideerde vorm erboven. Daarom verdringt zinkmetaal Cu2+ uit oplossing: de elektronen stromen spontaan van Zn naar Cu2+. Om een cel uit twee items te bouwen: E°cel = E°kathode − E°anode, en het teken van dat verschil is het oordeel over spontaneïteit — de beroemde Daniell-cel koppelt Cu (+0,34) aan Zn (−0,76) voor E°cel = +1,10 V.
Nernst: concentratie verschuift de doelpalen
E° geldt alleen bij 1 M en 1 atm; de vergelijking van Nernst E = E° − (RT/nF) ln Q corrigeert voor werkelijke concentraties (de snelkoppeling bij 25 °C, E = E° − (0,0592/n) log Q, is dezelfde vergelijking met de getallen ingevuld). De twee voorbeelden van het paneel laten het gedrag zien: het Zn2+/Zn-koppel (E° = −0,76 V, n = 2) verschuift bij Q = 0,1 naar E = −0,7304 V — nog steeds negatief, dus als reductie niet spontaan, en dat is precies waarom zink als anode dient; het Cu2+/Cu-koppel (+0,34 V) klimt bij Q = 0,01 naar E = +0,3992 V, omdat oplossingen arm aan producten de reductie sterker aandrijven. In de limiet Q → K, E → 0, wat de brug vormt naar de evenwichtsconstante en naar ΔG = −nFE.
Veelvoorkomende misverstanden
- Oxidatie vereist zuurstof. De naam is een etymologische valkuil: Na → Na+ + e&supminus; is oxidatie, zonder enige zuurstof. De definitie is elektronenverlies, punt uit.
- Het oxidatiemiddel wordt geoxideerd. Keer het om: het middel veroorzaakt oxidatie en wordt zelf gereduceerd. MnO4− is precies het oxidatiemiddel omdat zijn Mn (+7) daalt naar +2.
- Een hogere E° betekent een sterker reductiemiddel. Juist andersom: een positieve E° betekent graag gereduceerd willen worden = sterk oxidatiemiddel. Sterke reductiemiddelen zitten aan het negatieve einde.
- Waterstof is altijd +1. Alleen in verbindingen met niet-metalen. In NaH (en LiAlH4) is het −1 — een hydride is een proton met twee elektronen.
Gerelateerde tools: Chemisch evenwicht (E en K zijn twee gezichtspunten op één constante), Thermochemie (ΔG = −nFE) en Elektronenconfiguratie (de elektronen die worden verhandeld).
