Hva er redoks-kjemi?
Hver kjemisk reaksjon flytter enten elektroner eller gjør det ikke. De som gjør det, er redoks-reaksjoner (reduksjon–oksidasjon), og de dekker forbrenning, batterier, korrosjon, metallurgi og metabolisme. Regnskapsverktøyet som gjør faget håndterbart, er oksidasjonstallet: en hypotetisk ladning et atom ville bære om hver binding var helt ionisk. Det er ingen virkelig ladning, men som bokføring forteller det øyeblikkelig hvem som mistet elektroner, hvem som fikk dem, og hvor mange som byttet eier.
Den ene regelen å huske: LEO says GER — Lose Electrons, Oxidized (mister elektroner, oksideres); Gain Electrons, Reduced (får elektroner, reduseres). Og navnefellen: oksidasjonsmidlet er stoffet som blir redusert (det oksiderer et annet stoff).
Tildeling av oksidasjonstall: algoritmen
Reglene brukes i streng rekkefølge: fritt grunnstoff = 0; monoatomisk ion = ladningen; F er alltid −1; O er −2 unntatt i peroksider (H2O2, Na2O2, der det er −1) og i OF2 (+2); H er +1 unntatt i metallhydrider (−1); gruppe 1-metaller +1, gruppe 2 +2; og summen av alle oksidasjonstall er lik nettoladningen. Det som gjenstår ukjent, løses algebraisk. Panelets forhåndsvalg går gjennom klassikerne: KMnO4 har K(+1) og O(−2)×4, som tvinger Mn = +7; K2Cr2O7 tvinger Cr = +6 per atom; dikromatanionet Cr2O72− gjør det samme med ladning −2 i regnestykket. Fe3O4 er det interessante: algebraen gir et gjennomsnitt på +2,7 per Fe, et ekte blandet-valensoksid (FeO·Fe2O3) der kjemikere skriver de to ulike jernsetene som +2 og +3. Panelet bruker samme skille: ekte peroksider (H2O2, Na2O2, CaO2) setter hver O til −1, mens dioksider som MnO2 beholder O på −2.
Balansering ved hjelp av halvreaksjoner
Den sikreste balanseringsmetoden deler enhver redoksligning i en oksidasjonshalvdel og en reduksjonshalvdel, balanserer hver for seg, og multipliserer deretter slik at elektronene kansellerer. Hver halvreaksjon balanseres i fast rekkefølge: (1) alle atomer unntatt O og H, (2) O med H2O, (3) H med H+ i syre eller OH− i base, (4) ladning med elektroner. Panelets eksempel er den klassiske permanganatreduksjonen: MnO4− → Mn2+ i syre balanseres til MnO4− + 8H+ + 5e&supminus; → Mn2+ + 4H2O — fire vann for fire oksygener, åtte protoner for åtte hydrogener, fem elektroner for å forene +7 → +2-reisen.
Potensialtabellen som en serietabell
Standard reduksjonspotensialer E° (volt, mot standard hydrogenelektrode som er eksakt 0,00) rangerer hver halvreaksjon etter appetitt på elektroner. Les panelets 21-linjers tabell som en stilling: F2 (+2,87) er det sterkeste oksidasjonsmidlet øverst, Li+ (−3,04) det sterkeste reduksjonsmidlet nederst, og metallene imellom gjengir den klassiske aktivitetsserien — enhver redusert form lenger ned i tabellen donerer elektroner til enhver oksidert form lenger opp. Derfor fortrenger sinkmetall Cu2+ fra løsning: elektronene flyter spontant fra Zn opp til Cu2+. For å bygge en celle av to oppføringer: E°celle = E°katode − E°anode, og fortegnet på forskjellen er dommen om spontanitet — den berømte Daniell-cellen parer Cu (+0,34) med Zn (−0,76) for E°celle = +1,10 V.
Nernst: konsentrasjonen flytter målstolpene
E° gjelder bare ved 1 M og 1 atm; Nernst-ligningen E = E° − (RT/nF) ln Q korrigerer for reelle konsentrasjoner (snarveien ved 25 °C, E = E° − (0,0592/n) log Q, er den samme ligningen med tallene innebygd). Panelets to eksempler avgrenser oppførselen: Zn2+/Zn-paret (E° = −0,76 V, n = 2) ved Q = 0,1 forskyves til E = −0,7304 V — fortsatt negativt, ikke spontant som reduksjon, og det er nettopp derfor sink fungerer som anode; Cu2+/Cu-paret (+0,34 V) ved Q = 0,01 stiger til E = +0,3992 V, fordi produktfattige løsninger driver reduksjonen hardere. I grensen Q → K er E → 0, som er broen til likevektskonstanten og til ΔG = −nFE.
Vanlige misforståelser
- Oksidasjon krever oksygen. Navnet er en etymologisk felle: Na → Na+ + e&supminus; er oksidasjon, uten oksygen noe sted. Definisjonen er elektrontap, punktum.
- Oksidasjonsmidlet blir oksidert. Snu det: midlet forårsaker oksidasjon og blir selv redusert. MnO4− er oksidasjonsmiddel nettopp fordi Mn (+7) går ned til +2.
- En mer positiv E° betyr et sterkere reduksjonsmiddel. Motsatt: positiv E° = ivrig etter å bli redusert = sterkt oksidasjonsmiddel. Sterke reduksjonsmidler finnes i den negative enden.
- Hydrogen er alltid +1. Bare i forbindelser med ikke-metaller. I NaH (og LiAlH4) er det −1 — hydrid er et proton med to elektroner.
Relaterte verktøy: Kjemisk likevekt (E og K er to synsvinkler på én konstant), Termokjemi (ΔG = −nFE) og Elektronkonfigurasjon (elektronene som byttes).
