Hvad er en oxidator?

Oxidation: mister elektron (er), Oxiderende middel / oxidationsmiddel: et kemikalie, der kan oxidere et andet reagens. Reduktion: vinder elektron (er) – tænk på det som reduktion af ladning! Reduktionsmiddel: Et kemikalie, der kan reducere et andet reagens.

Og oxidation kan aldrig forekomme uden en reduktion , hvilket betyder, at hvis du bruger et oxidationsmiddel til at oxidere et stof, når oxidationsmidlet igen reduceres selv. Det vinder elektronerne i det oxiderede stof.

For at beskrive, hvor godt et stof fungerer som et oxidationsmiddel, bruger vi reduktionspotentialer , målt i volt! Et stof med et stort, positivt reduktionspotentiale er let at reducere, hvilket igen betyder, at det er et godt oxidationsmiddel. Tilsvarende betyder det, at hvis et stof har et stort negativt reduktionspotentiale, er det svært at reducere dette stof. Dette er fordi det er godt til at reducere andre stoffer i sig selv – det er et reduktionsmiddel.

For at finde ud af om en redoxreaktion er spontan (hvis den potentielt kan fortsætte alene) bruger vi standardreduktion potentialer, $ E_0 $ . Dette er for koncentrationer på 1 M og en temperatur på 25 grader celcius. Du ser disse op i din lærebog eller online.

Et eksempel: Er følgende reaktion spontan? $$ \ ce {Cu ^ {2 +} (aq) + 2Ag (s) – > Cu (s) + 2Ag + (aq)} $$

For at finde ud af finder vi først standardreduktionspotentialerne for hver deltagende art:

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

$ \ ce {Ag ^ {+} (aq) + e- – > Ag (s)}, E_0 = + 0.80V $

Dette beskriver, hvor meget de ønsker at blive reduceret (GAIN-elektroner). Sølvionen ønsker det mest! Bemærk dog, at vi i vores reaktion beder om at MISTE elektroner (oxideres). DERFOR: Nej, reaktionen er ikke spontan under de førnævnte standardbetingelser. Imidlertid er den BAGREGENDE reaktion spontan. At beregne potentialet for vores reaktion, vi siger simpelthen:

$$ E_0 = (+ 0.34V) – (+ 0.80V) = -0.46V $$

Reduktionspotentialet for det stof, vi ønsker at få elektroner (reduceret) minus potentialet for det stof, vi vil miste elektroner (oxideres). Det faktum, at resultatet er negativt, er det, der fortæller os, at reaktionen ikke vil fortsætte – og at den faktisk vil fortsætte i OPPOSITE retning.

Vær opmærksom på, at disse reduktionspotentialer ikke får enheden Volt uden grund! De er ægte elektriske potentialer. Du kan tænke på elektriske potentialer som “elektrontryk”. Polen med det højeste elektron tryk vil være (-), fordi elektroner er negativt ladede, og den anden vil være (+) i forhold til det.

Husk at reduktionspotentialet (viljen til at tage elektroner) for sølvionen er højere end kobberionens. Sølv ønsker at optage elektroner mere end kobber, hvilket betyder at elektroner vil rejse fra kobber til sølv. man kan lige så godt sige, at kobberet ønsker at slippe af med sine elektroner mere end sølvet – kobber har det højere elektrontryk.

Hvad med elektronegativitet ? Elektronegativitet korrelerer faktisk noget med reduktionspotentialer, i det mindste for enkle reaktioner, der involverer rene elementer. Og du kan se, at Ag faktisk har en højere elektronegativitet end Cu, hvilket giver mening. Elektronegativitet tager ikke højde for oxidationstilstande for forskellige arter osv., Og hurtigt bliver det en bedre idé at bare lade elektronegativitet være ude af billedet, når man beskæftiger sig med redoxreaktioner.

Brians svar er meget godt og grundigt, men der er et ret vigtigt empirisk faktum, du skal overveje med reduktionspotentialer. Mens forskellen i $ \ ce {E_0} $ -værdier kan fortælle dig, om en reaktion kan forekomme, kan den ikke fortælle dig, om en reaktion vil forekomme. Der er andre faktorer, som reaktionshastighed og aktiveringsenergi, der kan interferere med, hvad $ \ ce {E_0} $ -værdier indikerer.

Der er to fantastiske CHEM-studievideoer, der demonstrerer disse punkter. Den første Brom: Element fra havet viser en procedure til oxidation af bromidion i havvand til elementær brom. Omkring kl. 9:30 diskuterer de at finde $ \ ce {E_0} $ -værdier for at finde et oxidationsmiddel til brom. De prøver først ilt, hvilket indikerer en spontan reaktion med $ \ ce {E_0} $, men faktisk forekommer reaktionen ikke, sandsynligvis fordi hastigheden er for langsom. De prøver derefter klor, som virker til at oxidere brom. I dette eksempel er forskellen i $ \ ce {E_0} $ -værdier højere mellem $ \ ce {Br_2} $ og $ \ ce {Cl_2} $ end mellem $ \ ce {Br_2} $ og $ \ ce {O_2} $ , så du med rimelighed kan konkludere, at en højere forskel i $ \ ce {E_0} $ -værdier indikerer en hurtigere reaktion.

Desværre er der mere ved det, som den anden video viser. CHEM-studievideoen på Salpetersyre viser, at salpetersyre – $ \ ce {HNO_3} $ – kan bruges som et stærkt oxidationsmiddel på grund af nitrogen i staten $ \ ce {+5} $. Omkring kl. 10:30 diskuterer de de potentielle reduktionsprodukter, der kan produceres af salpetersyre (for det meste nitrogen-iltgasser) ved at konsultere $ \ ce {E_0} $ -værdier. Det højeste potentiale er for kvælstofgas, $ \ ce {N_2} $. Men når der udføres et eksperiment med oxidation af metaller, er giftig nitrogendioxid $ \ ce {(NO_2)} $ produktet, ikke $ \ ce {N_2} $, selvom $ \ ce {NO_2} $ har en mindre $ \ ce {E_0} $ værdi. Svaret er, at reduktion til $ \ ce {N_2} $ kræver en højere aktiveringsenergi, og ved stuetemperatur forekommer denne reaktion for det meste ikke, men reduktion til $ \ ce {NO_2} $ dominerer. Ikke at indse denne mulighed kunne bogstaveligt talt være forskellen mellem liv $ \ ce {(N_2)} $ og død $ \ ce {(NO_2)} $!

Som altid inden for videnskab er eksperimenter den ultimative determinant for hvad der fungerer. Teori såsom reduktionspotentialer hjælper med at bestemme, hvad kunne fungere, men det er kun begyndelsen på processen.

Kommentarer

• Faktisk vigtigt 🙂

Enhver elektronudtagende reaktant er en oxidator, hvad enten den er i gas eller flydende fase (også fast). De kaldes dette simpelthen fordi de fungerer som ilt, idet ilt er det mest almindelige oxidationsmiddel på jorden.