Când vorbim despre un amestec gazos de combustibil / oxidant, ce se înțelege prin oxidant dacă nu este oxigen implicat?
Este corect să cred că oxidantul este specia mai electronegativă, deoarece trage electronul? Sau această definiție este valabilă doar pentru soluții? Articolul din Wikipedia nu este clar dacă definiția se aplică reactanților gazoși sau este valabilă doar pentru soluții.
Răspuns
Oxidare: electron (i) care pierde, Oxidant / agent oxidant: substanță chimică care poate oxida un alt reactiv. Reducere: câștigând electron (i) – gândiți-vă la aceasta ca la reducerea sarcinii! Agent de reducere: O substanță chimică care poate reduce un alt reactiv.
Și oxidarea nu poate avea loc niciodată fără o reducere , adică dacă utilizați un agent oxidant pentru a oxida o substanță, atunci când agentul oxidant este la rândul său redus el însuși. Câștigă electronii substanței oxidate.
Pentru a descrie cât de bine funcționează o substanță ca oxidant, folosim potențiale de reducere , măsurat în volți! O substanță cu un potențial mare de reducere pozitivă este ușor de redus, ceea ce înseamnă că este un bun agent oxidant. În mod similar, dacă o substanță are un potențial mare de reducere negativ, înseamnă că este greu să o reduci. Acest lucru se datorează faptului că „este bun la reducerea în sine a altor substanțe – este„ un agent de reducere.
Pentru a ne da seama dacă o reacție redox este spontană (dacă poate continua de la sine), folosim reducerea standard potențiale, $ E_0 $ . Aceasta este pentru concentrații de 1 M și o temperatură de 25 grade celcius. Căutați acestea în manualul dvs. sau online.
Un exemplu: Următoarea reacție este spontană? $$ \ ce {Cu ^ {2 +} (aq) + 2Ag (s) – > Cu (s) + 2Ag + (aq)} $$
Pentru a afla mai întâi găsim potențialele de reducere standard pentru fiecare specie participantă:
$ \ ce {Cu ^ {2 +} (aq) + 2e- – > Cu (s)}, E_0 = + 0.34V $
$ \ ce {Ag ^ {+} (aq) + e- – > Ag (s)}, E_0 = + 0.80V $
Aceasta descrie cât de mult vor să fie reduși (electroni GAIN). Ionul de argint îl dorește cel mai mult! Cu toate acestea, observați că, în reacția noastră, „cerem să PIERDEM electronii (să fie oxidați). DE aceea, nu, reacția nu este spontană în condițiile standard menționate mai sus. Cu toate acestea, reacția INVERSĂ este spontană. Pentru a calcula potențialul nostru reacție, spunem pur și simplu:
$$ E_0 = (+ 0.34V) – (+ 0.80V) = -0.46V $$
Potențialul de reducere a substanței pe care o dorim pentru a câștiga electroni (redus), minus potențialul pentru substanța pe care dorim să-l pierdem (să fie oxidați). Faptul că rezultatul este negativ, este ceea ce ne spune că reacția nu va continua – și că, de fapt, va continua Direcția OPOSITĂ.
Observați că acestor potențiale de reducere nu li se dă unitatea Volt fără niciun motiv! Sunt adevărate potențiale electrice. Vă puteți gândi la potențialele electrice ca la „presiuni electronice”. presiunea va fi (-), deoarece electronii sunt încărcați negativ, iar celălalt va fi (+) relativ la ea.
Amintiți-vă că potențialul de reducere (disponibilitatea de a lua electroni) pentru ionul de argint este mai mare decât cel al ionului de cupru. Argintul vrea să preia electroni mai mult decât cuprul, ceea ce înseamnă că electronii vor călători din cupru în argint. ai putea la fel de bine să spui că cuprul vrea să scape de electronii săi mai mult decât argintul – cuprul are presiunea electronică mai mare.
Ce zici de electronegativitate ? Electronegativitatea se corelează într-adevăr oarecum cu potențialele de reducere, cel puțin pentru reacțiile simple care implică elemente pure. Și puteți vedea că Ag are într-adevăr o electronegativitate mai mare decât Cu, ceea ce are sens. Electronegativitatea nu ține cont de stările de oxidare ale diferitelor specii etc. și devine rapid o idee mai bună să lăsăm electronegativitatea exclusă din imagine atunci când avem de-a face cu reacții redox.
Răspuns
Răspunsul lui Brian este foarte bun și temeinic, dar există un fapt empiric destul de important pe care trebuie să îl luați în considerare cu potențialele de reducere. În timp ce diferența dintre valorile $ \ ce {E_0} $ vă poate spune dacă o reacție poate să apară, nu vă poate spune dacă o reacție se va produce . Există alți factori, cum ar fi viteza de reacție și energia de activare, care pot interfera cu ceea ce indică valorile $ \ ce {E_0} $.
Există două videoclipuri minunate ale studiului CHEM care demonstrează aceste puncte. Primul, Brom: element din mare , arată o procedură pentru oxidarea ionului bromură din apa de mare în brom elementar. Aproximativ la ora 9:30, ei discută despre căutarea valorilor $ \ ce {E_0} $ pentru a găsi un oxidant pentru brom. Încearcă mai întâi oxigenul, ceea ce indică o reacție spontană cu $ \ ce {E_0} $, dar de fapt reacția nu are loc, probabil deoarece rata este prea lentă. Încearcă apoi clorul, care funcționează pentru oxidarea bromului. În acest exemplu, diferența dintre valorile $ \ ce {E_0} $ este mai mare între $ \ ce {Br_2} $ și $ \ ce {Cl_2} $ decât între $ \ ce {Br_2} $ și $ \ ce {O_2} $ , deci ați putea concluziona în mod rezonabil că o diferență mai mare în valorile $ \ ce {E_0} $ indică o reacție mai rapidă.
Din păcate, există mai multe, așa cum arată al doilea videoclip. Videoclipul Studiului CHEM despre Acid azotic arată că acidul azotic – $ \ ce {HNO_3} $ – poate fi utilizat ca agent oxidant puternic, datorită azotului în starea $ \ ce {+5} $. În jurul valorii de ora 10:30, ei discută despre produsele potențiale de reducere care pot fi produse din acid azotic (în principal gaze azot-oxigen) consultând valorile $ \ ce {E_0} $. Cel mai mare potențial este pentru gazul azotat, $ \ ce {N_2} $. Dar atunci când se efectuează un experiment de oxidare a metalelor, dioxidul de azot otrăvitor $ \ ce {(NO_2)} $ este produsul, nu $ \ ce {N_2} $, chiar dacă $ \ ce {NO_2} $ are un $ \ ce mai mic Valoare {E_0} $. Răspunsul este că reducerea la $ \ ce {N_2} $ necesită o energie de activare mai mare, iar la temperatura camerei această reacție nu are loc în mare parte, dar reducerea la $ \ ce {NO_2} $ domină. A nu ne da seama de această posibilitate ar putea fi literalmente diferența dintre viața $ \ ce {(N_2)} $ și moartea $ \ ce {(NO_2)} $!
Ca întotdeauna în știință, experimentarea este determinantul final al ce funcționează. Teorie, cum ar fi potențialele de reducere, ajută la determinarea a ceea ce ar putea funcționa, dar este doar începutul procesului.
Comentarii
- Important într-adevăr 🙂
Răspuns
Orice reactant care retrage electronii este un oxidant, indiferent dacă este în gaz sau fază lichidă (solidă și ea). Ei sunt numiți asta pur și simplu pentru că acționează ca oxigenul, oxigenul fiind cel mai comun agent oxidant de pe pământ.