Redoksreaksie

'n Redoksreaksie is 'n chemiese reaksie waarin die oksidasietoestande van stowwe verander.

Dit beteken dat elektrone in 'n redoksreaksie van die een spesie na 'n ander oorgedra word. 'n Voorbeeld is die reaksie van waterstof en suurstof wat water vorm:

2H_{2}+O_{2}\to 2H_{2}O

Die oksidasietoestand van die elemente is 0, maar in water is die oksidasietoestand van H +1 en van O -2. Dit wil sê dat twee elektrone oorgedra is van die waterstofatome na die suurstofatoom.

Oksidasie- en reduksiereaksies is ŉ belangrike groep reaksies en behels die oordrag van elektrone van een atoom na 'n ander of die verplasing van elektrone, suurstofatome of waterstofatome van een molekule na 'n ander. 'n Voorbeeld van so ŉ reaksie is:

Zn + Cu^{2 +} (aq) → Zn²⁺ (aq) + Cu

Sink koper(II) sink (III) koper

Metaal metaal waterig metaal

In die reaksie word twee elektrone van die sink na die koper oorgedra en ŉ mens sê dat sink geoksideer en koper gereduseer is; die elektronontvanger is met ander woorde gereduseer, terwyl die elektronskenker geoksideer is. Dit is dus nie alleen een atoom wat geoksideer word nie, want terselfdertyd word 'n ander atoom gereduseer. In die voorbeeld is sink die reduseermiddel en koper die oksidant (oksideermiddel). Die reaksies kan ook redoksreaksies genoem word.

Teorie

Redoksreaksies is van die algemeenste verskynsels wat waargeneem word. Wanneer vlambare materiaal brand, metale roes, papier geel of vrugte bruin word, en ook by die respirasie- en fotosintese-reaksies van lewende organismes vind redoksreaksies plaas.

Die aardkors self is 'n grens tussen die gereduseerde aardmassa en die omringende oksiderende atmosfeer. Feitlik alle materiaal op die aardoppervlak word deur die atmosfeer geoksideer, maar die reduserende aksie van fotosintese werk dit teë. Lewende organismes verkry hul energie deur organiese molekules met behulp van ensieme te oksideer.

Hoewel die omvang van redoksreaksies eers gedurende die laaste paar eeue bekend geword het, duur die wetenskaplike en filosofiese polemiek oor die tipe reaksies al van die Oudheid af voort, toe die Grieke vuur as een van die elemente in materie se bestaan beskou het. In die vloei 18e eeu het die phlogistonteorie ontstaan as verklaring van die verskynsel van verbranding, maar dit is gou deur Lavoisier ongeldig bewys. Sy verbrandingsteorie het verklaar dat verbranding die verbinding van 'n stof met suurstof uit die lug is, byvoorbeeld:

S + O² → SO². Reaksies waarin suurstof gebruik is, is as oksidasies bestempel, terwyl reaksies wat suurstof afgee, reduksies genoem is. Mettertyd is daar besef dat die reaksies nie net vuur insluit nie, maar ook die roes van metale, en omdat metale met suurstof verbind, word dit oksidasie genoem.

Hierby vind die reaksie 4Fe + 3O₂ - 2Fe₂O₃ plaas en 'n mens sê die yster het geroes. Om die metaal te reduseer, word daar 'n reduseermiddel gebruik om die suurstof te verwyder: FeO + C → Fe + CO. In die reaksie is koolstof (C) gebruik om die suurstof (O), afkomstig van yster (Fe), te ontvang. (In der waarheid gebeur die volgende in albei reaksies: Terwyl yster geoksideer word, word suurstof gereduseer. Wanneer yster in die tweede reaksie gereduseer word, word koolstof geoksideer. In sulke reaksies word daar egter net na die arbitrêr belangrike deel, soos die reduksie van yster, verwys en die gepaardgaande teenoorgestelde reaksie word as vanselfsprekend aanvaar.)

Die ontdekking van elektrisiteit en die uitwerking daarvan op ander stowwe het reeds vroeg in die 19e eeu die konsep van redoksreaksies uitgebrei. Die verloop van verskeie reaksies het baie na die klassieke redoksreaksies gelyk en verdere navorsing het getoon dat die veranderings as gevolg van waterstofoordrag geskied:

4FeCI₂ + 4HCI + O₂ → 4FeCI₃ + H₂O, waar yster geoksideer is en suurstof as waterstofontvanger optree. ŉ Duideliker voorbeeld van oksidasie / reduksie as gevolg van waterstofoordrag is:

N₂H₄ + O₂ → N₂ + 2H₂O

hidrasien suurstof stikstof water

Die hidrasien verloor waterstof en is daarom geoksideer tot molekulêre stikstof, terwyl suurstof gereduseer is tot water omdat dit waterstof bygekry het. 'n Soortgelyke reaksie geskied in veral spierselle, wanneer pirodruiwesuur gedurende anaerobiese respirasie tot melksuur gereduseer word. Melksuur word deur die verlies van waterstof in die aanwesigheid van suurstof na pirodruiwesuur teruggeoksideer. Die ontdekking van ione in 1890 het dit moontlik gemaak om die reaksies in terme van ladingsverskille te beskryf, sodat die skryfwyse so lyk:

4Fe²+ + 8CI^-+ 4H⁺ + 4CI^- → 4Fe³⁺ + 12CI^-+ 2H₂

Die reaksie kan nog eenvoudiger beskryf word:

4Fe²⁺ + 4H+ - 4Fe3+ + 2H².

Dit het nou duidelik geword dat oksidasie/ reduksie ook deur ladingsveranderinge kan geskied. Die bestaan van die elektron is teen die einde van die 19e eeu ontdek en bogenoemde reaksies se ladingsveranderinge kan deur middel van die elektron se negatiewe lading soos volg beskryf word:

Fe²⁺ → Fe³⁺ + elektron.

Die ysteratoom word geoksideer omdat 'n elektron verskuif is. Omdat oksidasie altyd met 'n reduksie gepaard gaan, moet die reaksie soos volg lyk:

4Fe²⁺ - 4Fe³⁺ + 4 elektrone – oksidasie van yster

4H⁺ + 4 elektrone → 2H₂ – reduksie van waterstof

Die twee reaksies is apart geskryf, hoewel hulle gesamentlik geskied. Die oksidasiegedeelte word gevolglik 'n halfreaksie genoem en die reduksie reaksie is die ander halfreaksie; tesame is hulle ŉ redoksreaksie. Opsommend kan gesê word dat die verlies van ŉ elektron 'n oksidasie en die wins daarvan 'n reduksie is. Suurstof-, waterstof- of elektronoordrag veroorsaak dus alle redoksreaksies.

Oksidasietoestande en redokspotensiaal

Sommige atome kan ŉ aantal verskillende ione hê wat as gevolg van verskillende oksidasietoestande tot stand kom. Voorbeelde hiervan is die ione Fe²⁺ en Fe³⁺ ,asook die ione Ti²⁺, Ti³⁺ en Ti⁴⁺, wat ontstaan as gevolg van die metale se oksidasie of reduksie. Fe²⁺ stel die gereduseerde en Fe³⁺ die geoksideerde toestande voor.

Die redokspotensiaal word gebruik am 'n oksidasie- of reduksiemiddel se sterkte te meet en dit word bepaal deur die elektrochemiese potensiaal (redokspotensiaal) van 'n bepaalde reaksie te meet en dan te vergelyk met die halfreaksie H₂ - 2H⁺ + 2 elektrone.

Die reaksie se redokspotensiaal (standaardpotensiaal) in standaardomstandighede (temperatuur 298 K, druk 10⁵ N/m en konsentrasie 1 mol) is 0,000 V. 'n Groot aantal reaksies se standaardpotensiaal is reeds gemeet en dit word gebruik om te toon of 'n reaksie 'n oksidasie of reduksie is en watter stof die sterkste oksideermiddel is. Oksidasiereaksies se standaardpotensiale is altyd positief, terwyl reduksiepotensiale negatief is. Broom het 'n E˚ (redokspotensiaal) van + 1,09 V. In vergelyking met yster is broom 'n oksideermiddel, maar dit is 'n reduseermiddel in vergelyking met chloor, wat ŉ E˚ van 1,36 V het.

Outoredoksreaksies

In sommige reaksies kan dieselfde spesie èn as oksideermiddel èn as reduseermiddel optree. 'n Goeie voorbeeld is die reaksie van chloor (oksidasietoestand 0) met gekonsentreede natriumhidroksied. Dit lewer chloried- ione saam met hipochloriet-ione op. Die een het oksidasietoestand -1, die ander +1.

As net die oksidasietoestande beskou word:

2Cl^{0}\rightarrow Cl^{-}+Cl^{+}

'n Cl⁺-ioon kan nogtans in water nie vry bestaan nie:

Cl_{2}(g)+2OH^{-}(aq)\rightarrow OCl^{-}+Cl^{-}+H_{2}O

Gebalanseerde reaksievergelykings

Dis nie altyd eenvoudig 'n vergelyking van 'n redoksreaksie te balanseer nie. 'n Voorbeeld is die reaksie van permanganaat met nitriet in waterige oplossing.

MnO_{4}^{-}+NO_{2}^{-}\to Mn^{2+}+NO_{3}^{-}

Oksidasietoestande en aantal oorgedraagde elektrone

Die reaksie kan altyd in twee halfreaksies opgedeel word, als mens eers die oksidasietoestande bepaal. Die oksidasietoestand van die mangaanatoom verander van +7 na +2 en dit vereis 5 elektrone:

Mn^{7+}+5e^{-}\to Mn^{2+}

Die oksidasietoestand van die stikstofatome verander van +3 na +5 en dit lewer twee elektrone.

N^{3+}\to N^{5+}+2e^{-}

Waterbalans

Die mangaanspesie is egter nie die Mn⁷⁺-ion nie, maar die permanganaation MnO₄^- en om die suurstofatome wat dit bevat te balanseer, moet ons daarom watermolekule toevoeg:

MnO_{4}^{-}+5e^{-}\to Mn^{2+}+4H_{2}O

Nou het ons waterstofatome aan die regterkant ingevoer en dit vereis H⁺-ione aan die linkerkant om hierdie element te balanseer

8H^{+}+MnO_{4}^{-}+5e^{-}\to Mn^{2+}+4H_{2}O

Ook die stikstofspesies is oksokomplekse en dit verei: 'n waterbalans

NO_{2}^{-}\to NO_{3}^{-}+2e^{-}

H_{2}O+NO_{2}^{-}\to NO_{3}^{-}+2e^{-}+2H^{+}

Die halfreaksies saamvoeg

Die twee gebalanseerde halfreaksies is:

8H^{+}+MnO_{4}^{-}+5e^{-}\to Mn^{2+}+4H_{2}O

H_{2}O+NO_{2}^{-}\to NO_{3}^{-}+2e^{-}+2H^{+}

Hulle kan net dan gekombineer word as hulle dieselfde aantalle elektrone betref. Dit kan bereik word deur die eerste vergelyking met 2 en die tweede met 5 te vermenigvuldig.

16H^{+}+2MnO_{4}^{-}+10e^{-}\to 2Mn^{2+}+8H_{2}O

5H_{2}O+5NO_{2}^{-}\to 5NO_{3}^{-}+10e^{-}+10H^{+}

Opruim

Nou kan ons kombineer en die elektrone skrap

16H^{+}+2MnO_{4}^{-}+5H_{2}O+5NO_{2}^{-}\to 2Mn^{2+}+8H_{2}O+5NO_{3}^{-}+10H^{+}

Dit kan vereenvoudig word tot:

6H^{+}+2MnO_{4}^{-}+5NO_{2}^{-}\to 2Mn^{2+}+3H_{2}O+5NO_{3}^{-}

Sien ook

Bronnelys

Wêreldspektrum, 1982, ISBN 0908409621, volume 21, bl. 86

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.