Vad är redoxkemi?
Varje kemisk reaktion flyttar antingen elektroner eller gör det inte. De som gör det är redoxreaktioner — reduktion–oxidation — och de omfattar förbränning, batterier, korrosion, metallurgi och ämnesomsättning. Bokföringsverktyget som gör ämnet hanterbart är oxidationstalet: en hypotetisk laddning som en atom skulle ha om varje bindning vore helt jonisk. Det är ingen verklig laddning, men som bokföring visar den direkt vem som förlorat elektroner, vem som vunnit dem och hur många som bytt ägare.
Den enda regeln att komma ihåg: LEO säger GER — Lose Electrons, Oxidized (förlora elektroner, oxideras); Gain Electrons, Reduced (vinna elektroner, reduceras). Och namnfällan: oxidationsmedlet är det ämne som reduceras (det oxiderar något annat).
Tilldelning av oxidationstal: algoritmen
Reglerna tillämpas i strikt ordning: fritt grundämne = 0; enatomig jon = dess laddning; F är alltid −1; O är −2 utom i peroxider (H2O2, Na2O2, där det är −1) och i OF2 (+2); H är +1 utom i metallhydrider (−1); grupp 1-metaller +1, grupp 2 +2; och summan av alla oxidationstal är lika med nettoladdningen. Det som återstår okänt löses algebraiskt. Panelens förinställningar går igenom klassikerna: KMnO4 har K(+1) och O(−2)×4, vilket tvingar fram Mn = +7; K2Cr2O7 tvingar fram Cr = +6 per atom; dikromatjonen Cr2O72− gör detsamma med laddningen −2 i balansen. Fe3O4 är det intressanta fallet: algebran ger i medeltal +2,7 per Fe, en verklig blandvalensoxid (FeO·Fe2O3) vars två olika järnplatser kemister skriver som +2 och +3. Panelen tillämpar samma skillnad: verkliga peroxider (H2O2, Na2O2, CaO2) sätter varje O till −1, medan dioxider som MnO2 håller O på −2.
Balansering med halvreaktioner
Den säkraste balanseringsmetoden delar upp varje redoxekvation i en oxidationshalva och en reduktionshalva, balanserar var och en för sig och multiplicerar sedan så att elektronerna tar ut varandra. Varje halvreaktion balanseras i en fast ordning: (1) alla atomer utom O och H, (2) O med H2O, (3) H med H+ i sur lösning eller OH− i bas, (4) laddning med elektroner. Panelens exempel är den klassiska permanganatreduktionen: MnO4− → Mn2+ i sur lösning balanseras till MnO4− + 8H+ + 5e&supminus; → Mn2+ + 4H2O — fyra vatten för fyra syreatomer, åtta protoner för åtta väteatomer, fem elektroner för att stämma av resan +7 → +2.
Potentialtabellen som ligatabell
Standardreduktionspotentialer E° (volt, mot standardvätelektroden exakt 0,00) rangordnar varje halvreaktion efter dess aptit på elektroner. Läs panelens tabell med 21 poster som en ställning: F2 (+2,87) är det starkaste oxidationsmedlet överst, Li+ (−3,04) det starkaste reduktionsmedlet nederst, och metallerna emellan återskapar den klassiska aktivitetsserien — en reducerad form lägre på tabellen donerar elektroner till vilken oxiderad form som helst ovanför den. Det är därför zinkmetall förskjuter Cu2+ ur lösningen: elektronerna flyter spontant från Zn till Cu2+. För att bygga ett element av två poster: E°cell = E°katod − E°anod, och skillnadens tecken är dom om spontanitet — det berömda Daniell-elementet parar Cu (+0,34) med Zn (−0,76) för E°cell = +1,10 V.
Nernst: koncentrationen flyttar målstolparna
E° gäller bara vid 1 M och 1 atm; Nernst-ekvationen E = E° − (RT/nF) ln Q korrigerar för verkliga koncentrationer (genvägen vid 25 °C E = E° − (0,0592/n) log Q är samma ekvation med siffrorna insatta). Panelens två exempel avgränsar beteendet: paret Zn2+/Zn (E° = −0,76 V, n = 2) vid Q = 0,1 förskjuts till E = −0,7304 V — fortfarande negativt, icke-spontant som reduktion, vilket är precis varför zink fungerar som anod; paret Cu2+/Cu (+0,34 V) vid Q = 0,01 stiger till E = +0,3992 V, eftersom produktfattiga lösningar driver reduktionen hårdare. I gränsen Q → K blir E → 0, vilket är bron till jämviktskonstanten och till ΔG = −nFE.
Vanliga missuppfattningar
- Oxidation kräver syre. Namnet är en etymologisk fälla: Na → Na+ + e&supminus; är oxidation, utan syre någonstans. Definitionen är elektronförlust, punkt.
- Oxidationsmedlet oxideras. Vänd på det: medlet orsakar oxidation och reduceras självt. MnO4− är oxidationsmedlet just för att dess Mn (+7) sjunker till +2.
- En mer positiv E° betyder ett starkare reduktionsmedel. Tvärtom: positiv E° = ivrig att reduceras = starkt oxidationsmedel. Starka reduktionsmedel finns i den negativa änden.
- Väte är alltid +1. Bara i föreningar med icke-metaller. I NaH (och LiAlH4) är det −1 — hydrid är en proton med två elektroner.
Relaterade verktyg: Kemisk jämvikt (E och K är två sätt att se en och samma konstant), Termokemi (ΔG = −nFE) och Elektronkonfiguration (elektronerna som byter ägare).
