Mi az oxidálószer?

Oxidáció: elektron (ok) elvesztése, Oxidálószer / oxidálószer: olyan vegyszer, amely képes oxidálni egy másik reagenst. Redukció: elektron (ok) nyerése – gondoljunk rá a töltés csökkentésére! Redukálószer: Vegyszer, amely képes redukálni egy másik reagenst.

És oxidáció soha nem fordulhat elő redukció nélkül , azaz ha oxidálószert használunk egy anyag oxidálásához, amikor az oxidálószer maga redukálódik. Nyeri az oxidált anyag elektronjait.

Annak leírásához, hogy egy anyag hogyan működik oxidálószerként, redukciós potenciálokat használunk , voltban mérve! A nagy, pozitív redukciós potenciállal rendelkező anyagot könnyű redukálni, ami viszont azt jelenti, hogy jó oxidálószer. Hasonlóképpen, ha egy anyagnak negatív redukciós potenciálja van, ez azt jelenti, hogy ezt az anyagot nehéz csökkenteni. Ez azért van, mert maga képes más anyagokat redukálni – redukálószer.

Annak kiderítéséhez, hogy a redoxireakció spontán történik-e (ha potenciálisan önmagában is folytatódhat), standard redukciót alkalmazunk potenciálok, $ E_0 $ . Ez 1 M koncentrációra és 25 Celsius fok hőmérsékletre vonatkozik. Ezeket a tankönyvében vagy az interneten keresi.

Példa: A következő reakció spontán? $$ \ ce {Cu ^ {2 +} (aq) + 2Ag (s) – > Cu (s) + 2Ag + (aq)} $$

Ennek megismerése érdekében először megtaláljuk az egyes részt vevő fajok standard csökkentési lehetőségeit:

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

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

Ez leírja, hogy mennyit akarnak redukálni (GAIN elektronok). Az ezüstion akarja a legjobban! Figyeljük meg azonban, hogy reakciónkban azt kérjük, hogy elveszítsék az LOSE elektronokat (oxidálódjanak). EZÉRT: Nem, a reakció nem spontán a fent említett standard körülmények között. A REVERSE reakció azonban spontán. reakció, egyszerűen azt mondjuk:

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

A kívánt anyag redukciós potenciálja hogy elektronokat nyerjünk (redukálva), mínusz annak az anyagnak a lehetősége, amelyet el akarunk veszíteni (oxidálódunk). Az a tény, hogy az eredmény negatív, azt mondja nekünk, hogy a reakció nem fog folytatódni – és hogy valójában a Ellenkező irányba.

Vegye figyelembe, hogy ezek a redukciós potenciálok ok nélkül nem kapják meg a Volt egységet! Valódi elektromos potenciálok. Az elektromos potenciálokat “elektronnyomásnak” tekintheti. A pólus a legmagasabb elektronnal a nyomás (-) lesz, mert az elektronok negatív töltésűek, a másik pedig (+) lesz hozzá viszonyítva.

Ne feledje hogy az ezüstion redukciós potenciálja (elektronfelvételi hajlandóság) nagyobb, mint a rézioné. Az ezüst az elektronokat többet akarja felvenni, mint a réz, vagyis az elektronok a rézből az ezüstbe jutnak. ugyanolyan jól mondhatnád, hogy a réz jobban akar szabadulni elektronjaitól, mint az ezüst – a réznek nagyobb az elektronnyomása.

Mi a helyzet az elektronegativitással Az elektronegativitás valóban némileg korrelál a redukciós potenciálokkal, legalábbis a tiszta elemeket tartalmazó egyszerű reakciók esetében. És láthatja, hogy Ag valóban nagyobb elektronegativitással rendelkezik, mint Cu, ennek értelme van. Az elektronegativitás nem veszi figyelembe a különféle fajok oxidációs állapotait stb., És gyorsan jobb ötlet lesz, ha a redoxireakciók kezelésekor az elektronegativitás csak képen kívül marad.

Brian válasza nagyon jó és alapos, de van egy meglehetősen fontos empirikus tény, amelyet csökkentési lehetőségekkel kell figyelembe venni. Míg a $ \ ce {E_0} $ értékek különbsége meg tudja mondani, hogy előfordulhat-e reakció, nem tudja megmondani, hogy bekövetkezik-e reakció. Vannak más tényezők, például a reakciósebesség és az aktiválási energia, amelyek megzavarhatják a $ \ ce {E_0} $ értékeket.

Két félelmetes CHEM tanulmányi videó mutatja be ezeket a pontokat. Az első, Bróm: Elem a tengerből bemutat egy eljárást a tengervízben lévő bromidion elemi brómdá történő oxidálására. Kb. 9:30 körül megbeszélik a $ \ ce {E_0} $ értékek felkutatását a bróm oxidálószerének megtalálásához. Először kipróbálják az oxigént, ami a $ \ ce {E_0} $ spontán reakcióját jelzi, de valójában a reakció nem következik be, valószínűleg azért, mert a sebesség túl lassú. Ezután kipróbálják a klórt, amely a bróm oxidációjára képes. Ebben a példában a $ \ ce {E_0} $ értékek különbsége nagyobb a $ \ ce {Br_2} $ és a $ \ ce {Cl_2} $ között, mint $ \ ce {Br_2} $ és $ \ ce {O_2} $ között , így ésszerűen arra a következtetésre juthat, hogy a $ \ ce {E_0} $ értékek nagyobb eltérése gyorsabb reakciót jelez.

Sajnos többről van szó, ahogy a második videó is mutatja. A CHEM tanulmányvideó a salétromsavról azt mutatja, hogy a salétromsav – $ \ ce {HNO_3} $ – erős oxidálószerként használható nitrogén miatt a $ \ ce {+5} $ államban. 10: 30 körül a $ \ ce {E_0} $ értékek felhasználásával megvitatják a salétromsavból (főleg nitrogén-oxigén gázokból) előállítható potenciális redukciós termékeket. A legnagyobb potenciál a nitrogéngáz, $ \ ce {N_2} $. De amikor kísérletet végeznek a fémek oxidálására, a mérgező nitrogén-dioxid $ \ ce {(NO_2)} $ a termék, nem pedig $ \ ce {N_2} $, annak ellenére, hogy a $ \ ce {NO_2} $ kisebb $ \ ce {E_0} $ érték. A válasz az, hogy a $ \ ce {N_2} $ értékre történő csökkentéshez nagyobb aktiválási energiára van szükség, és szobahőmérsékleten ez a reakció többnyire nem fordul elő, de a $ \ ce {NO_2} $ értékre történő redukció dominál. Ennek a lehetőségnek a fel nem ismerése szó szerint különbséget jelenthet az élet $ \ ce {(N_2)} $ és a halál $ \ ce {(NO_2)} $ között!

Mint mindig a tudományban, a kísérlet a végső meghatározója ami működik. Az olyan elmélet, mint a redukciós potenciál, segít meghatározni, mi működhet , de ez csak a folyamat kezdete.

Megjegyzések

• Valóban fontos 🙂

Bármely elektront kivonó reagens oxidálószer, akár gázban van vagy folyékony fázis (szilárd is). Ezt egyszerűen azért hívják, mert oxigénként viselkednek, az oxigén a földön a leggyakoribb oxidálószer.