Co je to oxidační činidlo?

Oxidace: ztráta elektronů, Okysličovadlo / oxidační činidlo: chemická látka, která může oxidovat jiné činidlo. Redukce: získávání elektronů – považujte to za snížení náboje! Redukční činidlo: Chemikálie, která může redukovat jiné činidlo.

A oxidace nikdy nemůže nastat bez redukce , což znamená, pokud používáte oxidační činidlo k oxidaci látky, když se oxidační činidlo zase samo redukuje. Získává elektrony oxidované látky.

Abychom popsali, jak dobře látka funguje jako oxidační prostředek, používáme redukční potenciály , měřeno ve voltech! Látku s velkým pozitivním redukčním potenciálem lze snadno snížit, což znamená, že je dobrým oxidačním činidlem. Podobně, pokud má látka velký negativní negativní potenciál, znamená to, že je těžké tuto látku redukovat. Je to proto, že je dobré redukovat jiné látky samo – je to redukční činidlo.

Abychom zjistili, zda je redoxní reakce spontánní (pokud může potenciálně pokračovat sama), použijeme standardní redukci potenciály, $ E_0 $ . Toto je pro koncentrace 1 M a teplotu 25 stupňů Celsia. Vyhledáte je ve své učebnici nebo online.

Příklad: Je následující reakce spontánní? $$ \ ce {Cu ^ {2 +} (aq) + 2Ag (s) – > Cu (s) + 2Ag + (aq)} $$

Abychom to zjistili, nejprve najdeme standardní redukční potenciály pro každý zúčastněný druh:

$ \ ce {Cu ^ {2 +} (aq) + 2e- – > Cu (s)}, E_0 = + 0,34 V $

$ \ ce {Ag ^ {+} (aq) + e- – > Ag (s)}, E_0 = + 0,80 V $

Toto popisuje, o kolik se chtějí snížit (elektrony GAIN). Stříbrný iont to chce nejvíce! Všimněte si však, že v naší reakci žádáme o ZTRACENÉ elektrony (oxidované). PŘED: Ne, reakce není spontánní za výše uvedených standardních podmínek. REVERZNÍ reakce je však spontánní. Pro výpočet potenciálu pro naši jednoduše řekneme:

$$ E_0 = (+ 0,34 V) – (+ 0,80 V) = -0,46 V $$

Redukční potenciál látky, kterou chceme získat elektrony (redukované), minus potenciál látky, kterou chceme ztratit elektrony (být oxidovány). Skutečnost, že výsledek je negativní, nám říká, že reakce nebude pokračovat – a že to bude ve skutečnosti probíhat OPAKOVAT směr.

Všimněte si, že tyto redukční potenciály nejsou bezdůvodně dány jednotce Volt! Jsou to skutečné elektrické potenciály. Elektrické potenciály si můžete představit jako „elektronové tlaky“. Pól s nejvyšším elektronem tlak bude (-), protože elektrony jsou záporně nabité a druhý bude vzhledem k němu (+).

Pamatujte že redukční potenciál (ochota brát elektrony) pro stříbrný iont je vyšší než potenciál měděného iontu. Stříbro chce přijímat elektrony více než měď, což znamená, že elektrony budou cestovat z mědi do stříbra. můžete také říci, že měď se chce zbavit svých elektronů více než stříbro – měď má vyšší tlak elektronů.

A co elektronegativita ? Elektronegativita skutečně trochu koreluje s redukčními potenciály, přinejmenším u jednoduchých reakcí zahrnujících čisté prvky. A můžete vidět, že Ag skutečně má vyšší elektronegativitu než Cu, což dává smysl. Elektronegativita nebere v úvahu oxidační stavy různých druhů atd. A rychle se stává lepším nápadem vynechat elektronegativitu mimo obraz při řešení redoxních reakcí.

Brianova odpověď je velmi dobrá a důkladná, ale při redukčních potenciálech je třeba vzít v úvahu jednu poměrně důležitou empirickou skutečnost. Rozdíl v hodnotách $ \ ce {E_0} $ vám může říci, zda k reakci může dojít, ale nedokáže vám říci, zda k reakci dojde . Existují další faktory, jako je rychlost reakce a aktivační energie, které mohou interferovat s tím, co hodnoty $ \ ce {E_0} $ naznačují.

Existují dvě úžasná studijní videa CHEM, která ukazují tyto body. První, Brom: Element from the Sea , ukazuje postup oxidace bromidového iontu v mořské vodě na elementární brom. Přibližně v 9:30 diskutují o hledání hodnot $ \ ce {E_0} $ za účelem nalezení oxidačního činidla pro brom. Nejprve zkusí kyslík, což naznačuje spontánní reakci $ \ ce {E_0} $, ale ve skutečnosti k této reakci nedojde, pravděpodobně proto, že rychlost je příliš pomalá. Poté vyzkouší chlor, který oxiduje brom. V tomto příkladu je rozdíl v hodnotách $ \ ce {E_0} $ vyšší mezi $ \ ce {Br_2} $ a $ \ ce {Cl_2} $ než mezi $ \ ce {Br_2} $ a $ \ ce {O_2} $ , takže můžete rozumně usoudit, že vyšší rozdíl v hodnotách $ \ ce {E_0} $ naznačuje rychlejší reakci.

Bohužel je toho víc, jak ukazuje druhé video. Video ze studie CHEM o kyselině dusičné ukazuje, že kyselinu dusičnou – $ \ ce {HNO_3} $ – lze díky dusíku použít jako silné oxidační činidlo. ve stavu $ \ ce {+5} $. Kolem 10:30 diskutují o hodnotách $ \ ce {E_0} $ o potenciálních redukčních produktech, které lze vyrobit z kyseliny dusičné (většinou plyny dusík-kyslík). Nejvyšší potenciál je pro plynný dusík, $ \ ce {N_2} $. Ale když je proveden experiment oxidace kovů, produktem je jedovatý oxid dusičitý $ \ ce {(NO_2)} $, ne $ \ ce {N_2} $, přestože $ \ ce {NO_2} $ má menší $ \ ce {E_0} $ hodnota. Odpověď je, že redukce na $ \ ce {N_2} $ vyžaduje vyšší aktivační energii a při pokojové teplotě k této reakci většinou nedochází, ale dominuje redukce na $ \ ce {NO_2} $. Neuvědomení si této možnosti by mohlo být doslova rozdílem mezi životem $ \ ce {(N_2)} $ a smrtí $ \ ce {(NO_2)} $!

Jako vždy ve vědě je experimentování konečným determinantem co funguje. Teorie, jako jsou redukční potenciály, pomáhá určit, co by mohlo fungovat, ale je to jen začátek procesu.

Komentáře

• Opravdu důležité 🙂

Jakýkoli reaktant přitahující elektrony je oxidační činidlo, ať už v plynu nebo kapalná fáze (také pevná látka). „Nazývají se to jednoduše proto, že působí jako kyslík, přičemž kyslík je nejběžnějším oxidačním činidlem na Zemi.