Wat is een oxidatiemiddel?

Oxidatie: verliezend elektron (en), Oxidatiemiddel / oxidatiemiddel: een chemische stof die een ander reagens kan oxideren. Reductie: verkrijgt elektron (en) – beschouw het als een reductie van lading! Reductiemiddel: Een chemische stof die een ander reagens kan reduceren.

En oxidatie kan nooit optreden zonder reductie , wat betekent dat als je een oxidatiemiddel gebruikt om een stof te oxideren, het oxidatiemiddel op zijn beurt zelf wordt gereduceerd. Het wint de elektronen van de geoxideerde stof.

Om te beschrijven hoe goed een stof functioneert als oxidatiemiddel, gebruiken we reductiepotentialen , gemeten in volt! Een stof met een groot, positief reductiepotentieel is gemakkelijk te reduceren, waardoor het weer een goed oxidatiemiddel is. Evenzo, als een stof een groot, negatief reductiepotentieel heeft, betekent dit dat het moeilijk is om deze stof te verminderen. Dit komt omdat het zelf goed is in het verminderen van andere stoffen – het is een reductiemiddel.

Om erachter te komen of een redoxreactie spontaan is (of het mogelijk vanzelf kan verlopen), gebruiken we standaardreductie potentials, $ E_0 $ . Dit is voor concentraties van 1 M en een temperatuur van 25 graden celcius. U zoekt deze op in uw leerboek of online.

Een voorbeeld: is de volgende reactie spontaan? $$ \ ce {Cu ^ {2 +} (aq) + 2Ag (s) – > Cu (s) + 2Ag + (aq)} $$

Om erachter te komen, zoeken we eerst het standaard reductiepotentieel voor elke deelnemende soort:

$ \ ce {Cu ^ {2 +} (aq) + 2e- – > Cu (s)}, E_0 = + 0.34V $

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

Dit beschrijft hoeveel ze willen worden verminderd (GAIN-elektronen). Het zilverion wil het het meest! Merk echter op dat we in onze reactie erom vragen om elektronen te VERLIEZEN (geoxideerd te worden). DAAROM: Nee, de reactie is niet spontaan onder de bovengenoemde standaardomstandigheden. De ACHTERUIT-reactie is echter spontaan. Om het potentieel voor onze reactie, zeggen we eenvoudig:

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

Het reductiepotentieel voor de stof die we willen om elektronen te winnen (verminderd), minus het potentieel voor de stof die we elektronen willen verliezen (worden geoxideerd). Het feit dat het resultaat negatief is, is wat ons vertelt dat de reactie niet zal doorgaan – en dat het in feite zal plaatsvinden in de TEGENOVERE richting.

Merk op dat deze reductiepotentialen niet voor niets de eenheid Volt krijgen! Het zijn echte elektrische potentialen. Je kunt elektrische potentialen zien als “elektronendrukken”. De pool met het hoogste elektron druk zal (-) zijn, omdat elektronen negatief geladen zijn, en de andere zal (+) relatief zijn.

Onthoud dat het reductiepotentieel (de bereidheid om elektronen op te nemen) voor het zilverion hoger is dan dat van het koperion. Zilver wil meer elektronen opnemen dan koper, wat betekent dat elektronen van het koper naar het zilver gaan. je zou net zo goed kunnen zeggen dat het koper meer van zijn elektronen af wil dan het zilver – koper heeft de hogere elektronendruk.

Hoe zit het met elektronegativiteit ? Elektronegativiteit correleert inderdaad enigszins met reductiepotentialen, althans voor eenvoudige reacties met pure elementen. En je kunt zien dat Ag inderdaad een hogere elektronegativiteit heeft dan Cu, wat logisch is. Elektronegativiteit houdt geen rekening met de oxidatietoestanden van verschillende soorten enz., En al snel wordt het een beter idee om elektronegativiteit gewoon buiten beeld te laten bij redoxreacties.

Brian s antwoord is erg goed en grondig, maar er is een nogal belangrijk empirisch feit dat je moet overwegen met betrekking tot reductiepotentieel. Hoewel het verschil in $ \ ce {E_0} $ waarden u kan vertellen of een reactie kan optreden, kan het u niet vertellen of een reactie zal optreden. Er zijn andere factoren, zoals reactiesnelheid en activeringsenergie, die kunnen interfereren met wat $ \ ce {E_0} $ waarden aangeven.

Er zijn twee geweldige CHEM-studievideos die deze punten demonstreren. De eerste, Broom: element uit de zee , toont een procedure voor het oxideren van bromide-ionen in zeewater tot elementair broom. Rond half negen bespreken ze het opzoeken van $ \ ce {E_0} $ -waarden om een oxidatiemiddel voor broom te vinden. Ze proberen eerst zuurstof, wat duidt op een spontane reactie van $ \ ce {E_0} $, maar in feite treedt de reactie niet op, waarschijnlijk omdat de snelheid te laag is. Ze proberen dan chloor, dat werkt om het broom te oxideren. In dit voorbeeld is het verschil in $ \ ce {E_0} $ waarden groter tussen $ \ ce {Br_2} $ en $ \ ce {Cl_2} $ dan tussen $ \ ce {Br_2} $ en $ \ ce {O_2} $ , dus je zou redelijkerwijs kunnen concluderen dat een hoger verschil in $ \ ce {E_0} $ waarden duidt op een snellere reactie.

Helaas komt er meer bij kijken, zoals de tweede video laat zien. De CHEM-studievideo over Salpeterzuur laat zien dat salpeterzuur – $ \ ce {HNO_3} $ – kan worden gebruikt als een sterk oxidatiemiddel, dankzij stikstof in de staat $ \ ce {+5} $. Rond 10.30 uur bespreken ze de potentiële reductieproducten die kunnen worden geproduceerd uit salpeterzuur (meestal stikstof-zuurstofgassen) door $ \ ce {E_0} $ waarden te raadplegen. Het hoogste potentieel is voor stikstofgas, $ \ ce {N_2} $. Maar wanneer een experiment om metalen te oxideren wordt uitgevoerd, is giftig stikstofdioxide $ \ ce {(NO_2)} $ het product, niet $ \ ce {N_2} $, ook al heeft $ \ ce {NO_2} $ een kleinere $ \ ce {E_0} $ waarde. Het antwoord is dat reductie tot $ \ ce {N_2} $ een hogere activeringsenergie vereist, en bij kamertemperatuur treedt deze reactie meestal niet op, maar reductie tot $ \ ce {NO_2} $ domineert. Het niet beseffen van deze mogelijkheid kan letterlijk het verschil zijn tussen leven $ \ ce {(N_2)} $ en dood $ \ ce {(NO_2)} $!

Zoals altijd in de wetenschap, is experimenteren de ultieme bepalende factor voor wat werkt. Theorie zoals reductiepotentieel helpt om te bepalen wat zou kunnen werken, maar het is slechts het begin van het proces.

Reacties

• Belangrijk inderdaad 🙂

Elke elektronenzuigende reactant is een oxidatiemiddel, hetzij in gas of vloeibare fase (ook vast). Ze worden dit simpelweg genoemd omdat ze werken als zuurstof, waarbij zuurstof het meest voorkomende oxidatiemiddel op aarde is.