Vad är ett oxidationsmedel?

Oxidation: förlorar elektron (er), Oxideringsmedel / oxidationsmedel: en kemikalie som kan oxidera ett annat reagens. Reduktion: får elektron (er) – tänk på det som en minskning av laddningen! Reduktionsmedel: En kemikalie som kan reducera ett annat reagens.

Och oxidation kan aldrig ske utan en minskning , det vill säga om du använder ett oxidationsmedel för att oxidera ett ämne, när oxidationsmedlet i sin tur reduceras självt. Det får elektronerna hos den oxiderade substansen.

För att beskriva hur väl ett ämne fungerar som en oxidator använder vi reduktionspotentialer , mätt i volt! Ett ämne med en stor, positiv reduktionspotential är lätt att reducera, vilket i sin tur betyder att det är ett bra oxidationsmedel. På samma sätt, om ett ämne har en stor, negativ minskningspotential, betyder det att det är svårt att minska detta ämne. Detta beror på att det är bra att reducera andra ämnen i sig – det är ett reduktionsmedel.

För att ta reda på om en redoxreaktion är spontan (om den potentiellt kan fortsätta på egen hand) använder vi standardreduktion potentialer, $ E_0 $ . Detta gäller för koncentrationer på 1 M och en temperatur på 25 grader celcius. Du letar upp dessa i din lärobok eller online.

Ett exempel: Är följande reaktion spontan? $$ \ ce {Cu ^ {2 +} (aq) + 2Ag (s) – > Cu (s) + 2Ag + (aq)} $$

För att ta reda på hittar vi först standardreduktionspotentialerna för varje deltagande art:

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

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

Detta beskriver hur mycket de vill reduceras (GAIN-elektroner). Silverjonen vill ha det mest! Lägg dock märke till att i vår reaktion ber vi om det för att förlora elektroner (oxideras). DÄRFÖR: Nej, reaktionen är inte spontan under de ovan nämnda standardförhållandena. Dock är REVERSE-reaktionen spontan. För att beräkna potentialen för vår reaktion, vi säger helt enkelt:

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

Reduktionspotentialen för det ämne som vi vill ha att få elektroner (reducerad) minus potentialen för det ämne vi vill förlora elektroner (oxideras). Det faktum att resultatet är negativt är det som säger oss att reaktionen inte kommer att fortsätta – och att den faktiskt kommer att fortsätta i MOTSTÅND riktning.

Observera att dessa reduceringspotentialer inte får enheten Volt utan anledning! De är sanna elektriska potentialer. Du kan tänka på elektriska potentialer som ”elektrontryck”. Polen med högsta elektron trycket kommer att vara (-), eftersom elektroner är negativt laddade och den andra kommer att vara (+) i förhållande till den.

Kom ihåg att reduceringspotentialen (viljan att ta elektroner) för silverjonen är högre än kopparjonens. Silver vill ta upp elektroner mer än koppar, vilket innebär att elektroner kommer att resa från koppar till silver. du kan lika gärna säga att koppar vill bli av med sina elektroner mer än silver – koppar har högre elektrontryck.

Vad sägs om elektronegativitet ? Elektronegativitet korrelerar verkligen något med reduktionspotentialer, åtminstone för enkla reaktioner som involverar rena element. Och du kan se att Ag verkligen har en högre elektronegativitet än Cu, vilket är vettigt. Elektronegativitet tar inte hänsyn till oxidationstillstånden hos olika arter etc., och snabbt blir det en bättre idé att bara lämna elektronegativiteten ur bilden när man hanterar redoxreaktioner.

Brians svar är mycket bra och grundligt, men det finns ett ganska viktigt empiriskt faktum som du måste tänka på med reduktionspotentialer. Medan skillnaden i $ \ ce {E_0} $ -värden kan berätta om en reaktion kan inträffa, kan den inte berätta om en reaktion kommer att inträffa. Det finns andra faktorer, som reaktionshastighet och aktiveringsenergi, som kan störa vad $ \ ce {E_0} $ -värden indikerar.

Det finns två fantastiska CHEM-studievideor som visar dessa punkter. Den första, Brom: Element från havet , visar ett förfarande för oxidering av bromidjon i havsvatten till elementärt brom. Vid klockan 9:30 diskuterar de att leta upp $ \ ce {E_0} $ -värden för att hitta en oxidationsmedel för brom. De försöker först syre, vilket indikerar en spontan reaktion med $ \ ce {E_0} $, men faktiskt inträffar inte reaktionen, troligtvis för att hastigheten är för långsam. De försöker sedan klor, som fungerar för att oxidera brom. I det här exemplet är skillnaden i $ \ ce {E_0} $ -värden högre mellan $ \ ce {Br_2} $ och $ \ ce {Cl_2} $ än mellan $ \ ce {Br_2} $ och $ \ ce {O_2} $ , så du kan med rimlighet dra slutsatsen att en högre skillnad i $ \ ce {E_0} $ -värden indikerar en snabbare reaktion.

Tyvärr finns det mer, som den andra videon visar. CHEM-studievideo på Salpetersyra visar att salpetersyra – $ \ ce {HNO_3} $ – kan användas som ett starkt oxidationsmedel på grund av kväve i staten $ \ ce {+5} $. Omkring klockan 10:30 diskuterar de de potentiella reduceringsprodukter som kan produceras av salpetersyra (mest kväve-syrgas) genom att konsultera $ \ ce {E_0} $ -värden. Den högsta potentialen är för kvävgas, $ \ ce {N_2} $. Men när ett experiment med oxidering av metaller genomförs är giftig kvävedioxid $ \ ce {(NO_2)} $ produkten, inte $ \ ce {N_2} $, även om $ \ ce {NO_2} $ har en mindre $ \ ce {E_0} $ värde. Svaret är att minskning till $ \ ce {N_2} $ kräver en högre aktiveringsenergi, och vid rumstemperatur sker denna reaktion oftast inte, men minskning till $ \ ce {NO_2} $ dominerar. Att inte förverkliga denna möjlighet kan bokstavligen vara skillnaden mellan livet $ \ ce {(N_2)} $ och döden $ \ ce {(NO_2)} $!

Som alltid inom vetenskapen är experiment den ultimata avgörande för vad fungerar. Teori som reduktionspotentialer hjälper till att avgöra vad kan fungera, men det är bara början på processen.

Kommentarer

• Sannerligen viktigt 🙂

Alla elektronavdragande reaktanter är en oxidator, antingen i gas eller flytande fas (fast även). De kallas detta helt enkelt för att de fungerar som syre, syre är det vanligaste oxidationsmedlet på jorden.