Hva er en oksidasjonsmiddel?

Oksidasjon: taper elektron (er), Oksidasjonsmiddel / oksidasjonsmiddel: et kjemikalie som kan oksidere et annet reagens. Reduksjon: får elektron (er) – tenk på det som reduksjon av ladningen! Reduserende middel: Et kjemikalie som kan redusere et annet reagens.

Og oksidasjon kan aldri skje uten reduksjon , som betyr at hvis du bruker et oksidasjonsmiddel for å oksidere et stoff, når oksidasjonsmiddelet i sin tur reduseres selv. Den får elektronene til det oksyderte stoffet.

For å beskrive hvor godt et stoff fungerer som et oksidasjonsmiddel, bruker vi reduksjonspotensialer , målt i volt! Et stoff med et stort, positivt reduksjonspotensial er lett å redusere, noe som igjen betyr at det er et godt oksidasjonsmiddel. Tilsvarende, hvis et stoff har et stort, negativt reduksjonspotensial, betyr det at det er vanskelig å redusere dette stoffet. Dette er fordi den er god til å redusere andre stoffer i seg selv – den er et reduksjonsmiddel.

For å finne ut om en redoksreaksjon er spontan (hvis den potensielt kan fortsette alene), bruker vi standardreduksjon potensialer, $ E_0 $ . Dette er for konsentrasjoner på 1 M og en temperatur på 25 grader celcius. Du slår opp disse i læreboka eller på nettet.

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

For å finne ut finner vi først standardreduksjonspotensialene for hver deltakende 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 mye de vil bli redusert (GAIN-elektroner). Sølvionen vil ha det mest! Legg imidlertid merke til at vi i vår reaksjon ber om at det MISTER elektroner (oksyderes). DERFOR: Nei, reaksjonen er ikke spontan under de ovennevnte standardbetingelsene. Imidlertid er den OMVENDTE reaksjonen spontan. For å beregne potensialet for reaksjon, vi sier ganske enkelt:

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

Reduksjonspotensialet for stoffet vi ønsker å få elektroner (redusert), minus potensialet for stoffet vi ønsker å miste elektroner (bli oksidert). Det faktum at resultatet er negativt, er det som forteller oss at reaksjonen ikke vil fortsette – og at den faktisk vil fortsette i MOTSATT retning.

Legg merke til at disse reduksjonspotensialene ikke får enheten Volt uten grunn! De er ekte elektriske potensialer. Du kan tenke på elektriske potensialer som «elektrontrykk». Polen med høyest elektron trykket vil være (-), fordi elektroner er negativt ladet, og den andre vil være (+) i forhold til den.

Husk at reduksjonspotensialet (viljen til å ta elektroner) for sølvionen er høyere enn kobberionens. Sølv ønsker å ta opp elektroner mer enn kobber, noe som betyr at elektroner vil reise fra kobber til sølv. du kan like gjerne si at kobberet vil kvitte seg med elektronene sine mer enn sølvet – kobber har høyere elektrontrykk.

Hva med elektronegativitet ? Elektronegativitet korrelerer faktisk noe med reduksjonspotensialer, i det minste for enkle reaksjoner som involverer rene elementer. Og du kan se at Ag faktisk har en høyere elektronegativitet enn Cu, noe som gir mening. Elektronegativitet tar ikke hensyn til oksidasjonstilstandene til forskjellige arter osv., Og raskt blir det en bedre idé å bare la elektronegativiteten være utenfor bildet når man arbeider med redoksreaksjoner.

Brians svar er veldig godt og grundig, men det er et ganske viktig empirisk faktum du må vurdere med reduksjonspotensialer. Mens forskjellen i $ \ ce {E_0} $ -verdiene kan fortelle deg om en reaksjon kan oppstå, kan den ikke fortelle deg om en reaksjon vil oppstå. Det er andre faktorer, som reaksjonshastighet og aktiveringsenergi, som kan forstyrre hva $ \ ce {E_0} $ -verdiene indikerer.

Det er to fantastiske CHEM-studievideoer som demonstrerer disse punktene. Den første, Brom: Element from the Sea , viser en prosedyre for oksidering av bromidion i sjøvann til elementært brom. Omtrent klokka 9:30 diskuterer de å slå opp $ \ ce {E_0} $ -verdier for å finne et oksidasjonsmiddel for brom. De prøver først oksygen, noe som indikerer en spontan reaksjon med $ \ ce {E_0} $, men faktisk oppstår ikke reaksjonen, sannsynligvis fordi frekvensen er for treg. De prøver deretter klor, som fungerer for å oksidere brom. I dette eksemplet er forskjellen i $ \ ce {E_0} $ -verdiene høyere mellom $ \ ce {Br_2} $ og $ \ ce {Cl_2} $ enn mellom $ \ ce {Br_2} $ og $ \ ce {O_2} $ , så du kan med rimelighet konkludere med at en høyere forskjell i $ \ ce {E_0} $ -verdiene indikerer en raskere reaksjon.

Dessverre er det mer i det, som den andre videoen viser. CHEM-studievideoen på Salpetersyre viser at salpetersyre – $ \ ce {HNO_3} $ – kan brukes som et sterkt oksidasjonsmiddel på grunn av nitrogen i staten $ \ ce {+5} $. Rundt klokka 10:30 diskuterer de potensielle reduksjonsprodukter som kan produseres fra salpetersyre (for det meste nitrogen-oksygengasser) ved å konsultere $ \ ce {E_0} $ -verdiene. Det høyeste potensialet er for nitrogengass, $ \ ce {N_2} $. Men når et eksperiment for å oksidere metaller gjennomføres, er giftig nitrogendioksid $ \ ce {(NO_2)} $ produktet, ikke $ \ ce {N_2} $, selv om $ \ ce {NO_2} $ har en mindre $ \ ce {E_0} $ verdi. Svaret er at reduksjon til $ \ ce {N_2} $ krever høyere aktiveringsenergi, og ved romtemperatur forekommer denne reaksjonen stort sett ikke, men reduksjon til $ \ ce {NO_2} $ dominerer. Å ikke innse denne muligheten kan bokstavelig talt være forskjellen mellom livet $ \ ce {(N_2)} $ og døden $ \ ce {(NO_2)} $!

Som alltid i vitenskapen, er eksperimentering den ultimate determinanten for hva virker. Teori som reduksjonspotensialer hjelper til med å bestemme hva kan fungere, men det er bare begynnelsen på prosessen.

Kommentarer

• Viktig 🙂

Enhver elektronuttrekkende reaktant er en oksidasjonsmiddel, enten det er i gass eller væskefase (også fast). De kalte dette bare fordi de virker som oksygen, og oksygen er det vanligste oksidasjonsmiddelet på jorden.