Redoxreaktioner

Oxidationsreduktionsreaktioner – nyckelbegrepp

Oxidationstillstånd

Oxidationstillståndet för ett kemiskt element är den hypotetiska laddning som skulle kunna ackumuleras på en atom av ett visst element som finns i en kemisk förening om alla kemiska bindningar i denna förening var joniska. I praktiken inträffar inte alltid denna situation (nedbrytning av en förening till individuella katjoner och anjoner), så oxidationstillståndet bör behandlas som ett konventionellt koncept. Oxidationstillståndet är lika med laddningen av en viss jon, så det tar antingen positiva eller negativa värden. Det betecknas med en romersk siffra efter symbolen för ett kemiskt element. Grundämnen i olika oxidationstillstånd har olika oxidations-reducerande egenskaper.

Oxidation

Vid oxidation (deelelektronering) ökar reduktanten sitt oxidationstillstånd, dvs ger elektroner till oxidanten. Varken oxidation eller reduktion kan fortgå oberoende eftersom elektroner som donerats av en kemisk enhet måste omedelbart accepteras av den andra för att den motsatta reaktionen ska äga rum.

Minskning

Vid reduktion (elektronering) sänker oxidanten sitt oxidationstillstånd genom att ta emot elektroner, dvs reduktionen handlar om att ta elektroner. Kemiska grundämnen som gör detta kallas oxidanter.

Disproportioneringsreaktion (dismutation)

Disproportioneringsreaktionen är en av typerna av redoxreaktioner. I litteraturen kan du också hitta termen: dismutationsreaktion. Dess karakteristiska särdrag är att under en redoxreaktion oxideras och reduceras samma grundämne samtidigt. För att en disproportionering ska kunna ske måste det aktuella grundämnet ha minst tre olika oxidationstillstånd. Om detta villkor är uppfyllt är föreningen som är i det mellanliggande oxidationstillståndet mycket mindre stabil jämfört med de andra två tillstånden. disproportioneringsreaktioner sker spontant. Atomer som svavel, kväve, fosfor eller mangan är mottagliga för denna typ av redoxreaktion.

Synproportioneringsreaktion

Synproportioneringsreaktionen är liksom disproportionering också en typ av redoxreaktion. Denna process inträffar när två olika kemiska föreningar som innehåller samma grundämne i olika oxidationstillstånd reagerar med varandra. Som ett resultat av oxidations-reduktionsreaktionen bildas en annan förening som innehåller det elementet i ett nytt oxidationstillstånd.

Elektronbalans

I varje oxidations-reduktionsreaktion som äger rum byts samma antal elektroner ut. Om reduktanten i en viss process donerar till exempel två elektroner, kommer den andra i paret, oxidanten, också att acceptera två elektroner i sitt elektronskal. Denna situation kallas reaktionens så kallade elektronbalans. För en hel redoxreaktion bör denna balans vara noll.

Hur uppstår redoxreaktioner?

Grunden för varje redoxreaktion är oxidation och reduktion. Med hänsyn till dessa kan vilken process som helst skrivas med hjälp av de så kallade halvekvationerna, där endast atomer som donerar eller tar emot elektroner anges. Alltså handlar hela redoxreaktionen på sätt och vis om att ge och ta elektroner. Endast de grundämnen som förekommer i mer än ett oxidationstillstånd i kemiska föreningar kan göra det. Att känna till dess tillstånd i enskilda kemiska enheter är viktigt för att korrekt skriva och balansera redoxreaktioner. Vid balansering av elektroner bör, förutom att korrekt skriva halvekvationerna, oxidations- och reduktionsreaktionerna samt oxidationsmedlet respektive reduktionsmedlet anges. Oxidanter inkluderar oftast starkt elektronegativa grundämnen (grupp 16 och 17 i det periodiska systemet ), metalljoner i högre oxidationstillstånd, ädelmetalljoner och oxiderande syror (t.ex. salpetersyra (V) syra , svavelsyra (VI) och deras blandningar med andra icke -oxiderande syror). De vanligaste oxidanterna är föreningar som KMnO ₄ , K ₂ Cr ₂ O ₇ , KClO ₃ eller K ₂ S ₂ O ₈ . Reduktionsmedlen, å andra sidan, är elektropositiva grundämnen (vanligtvis från grupperna 1 och 2 i det periodiska systemet), metaller i nolloxidationstillstånd, molekylärt väte, kol, kolmonoxid och anjoner av oorganiska syror. De mest populära reduktionsmedlen är: Na, Mg, Fe ²⁺ , Cl ^– , Br ^– , SCN ^– . Redoxreaktionsformeln anger dessutom antalet elektroner som byts ut i processen. Förloppet för detta elektronutbyte bestäms av redoxpotentialen hos de inblandade reaktanterna. Med andra ord kan det kallas halvcellspotential eller elektronpotential. Per definition, ju större potentialskillnaden i systemet är, desto större är drivkraften för hela oxidations-reduktionsreaktionen.

Kan redoxreaktioner observeras i det dagliga livet?

Det kan tyckas att redoxreaktioner endast visas på sidorna i skolböcker och i kemilektioner. Inget kunde dock vara längre ifrån det. Den här typen av reaktioner följer oss varje dag. Det är värt att lära sig mer om dem för att kunna observera processerna och miljön omkring oss med större förståelse. Följande är exempel på vardagliga redoxreaktioner som var och en av oss säkert har stött på:

• Korrosion av metaller – det är den vanligaste försämringsprocessen av metaller och deras legeringar. Det beror på kontakten mellan ytan av materialet i fråga med miljön och atmosfäriska förhållanden. När det gäller mekanismerna för korrosionsprocesser är den vanligaste elektrokemisk korrosion, som sker i en elektrolytmiljö, i fuktiga gaser eller i jord med höga fuktnivåer. På den plats där korrosion uppstår bildas en så kallad korrosionscell, i vilken elektrodoxidations-reduktionsreaktioner äger rum. Metallförsämring sker alltid i anodområdet. Där doneras elektroner av metallen som oxiderar och i form av joner går över i elektrolytlösningen. De frigjorda laddningarna migrerar till katoden. Där kombineras de med joner eller atomer som har förmågan att ta emot elektroner. Dessa är oftast syreatomer från luften (på katoden kommer de att reduceras till hydroxidjoner) eller vätejoner (de kommer att reduceras till molekylärt väte). Vid katoden kan endera eller båda dessa processer äga rum samtidigt.
• Fotosyntes – det är en process som följer oss varje dag. Under fotosyntesen omvandlar celler atmosfärisk koldioxid och vatten till glukos och syre med hjälp av solenergi. Liksom många biokemiska processer som förekommer i levande organismer, involverar fotosyntesen också att ändra oxidationstillstånden för de element som utgör reaktanterna. I denna redoxreaktion oxideras syreatomen i vattenmolekylen till molekylärt syre. Därför är vattenmolekylen elektrondonatorn, eller reduktionsmedlet. Acceptorn för den resulterande laddningen, eller oxidanten, är koldioxid. Dess ingående kolatomer i det fjärde oxidationstillståndet reduceras till nolloxidationstillstånd.
• Galvaniska celler – celler är arrangemang av två elektroder, nedsänkta i samma elektrolyt (eller olika elektrolyter), som är anslutna till varandra med hjälp av en extern krets. Varje elektrod nedsänkt i sin egen elektrolyt (halvcell), uppvisar en viss potential. Den resulterande potentialskillnaden, dvs strömflödet (elektroner), orsakas av oxidations-reduktionsreaktionerna. Halva processer äger rum vid varje elektrod. Vid anoden doneras elektroner som ett resultat av oxidationsreaktionen, som sedan tas emot vid den andra elektroden – katoden – i reduktionsreaktionen. De vanligaste enheterna som använder galvaniska celler är batterier, som är en energikälla för till exempel bilar. Den vanligaste blysyran består av två elektroder. Den ena är rent bly och den andra är belagd med bly(IV)oxid. Båda är nedsänkta i 37 %svavelsyra (VI). Det tillåter ett fritt utbyte av elektroner mellan katoden och anoden. Under batteridrift börjar oxidations-reduktionsreaktioner äga rum. I detta fall är anoden blyelektroden. Bly börjar oxidera och går från noll oxidationstillstånd till upp till det andra oxidationstillståndet. Samtidigt frigörs två elektroner och migrerar till katoden via elektrolyten. Där börjar processen med blyreduktion från fjärde oxidationstillståndet till bly(II), dvs bly(IV)oxid omvandlas till bly(II)sulfat. När det gäller ett batteri är redoxreaktionen en energikälla som kan användas för att driva ett antal enheter.