Redoksreaksjon
Fra Wikipedia, den frie encyklopedi
En Redoksreaksjon er en kjemisk reaksjon der et stoff blir redusert og et annet blir oksidert. At noe oksiderer betyr at ladningen til stoffet øker, altså at elektroner blir fjernet fra det. Dette kan også dreie seg om et grunnstoff innenfor et molekyl eller salt. Tilsvarende er en reduksjon en reduksjon av ladning. Hvis oksidasjonstallet (ladningstallet) til et grunnstoff forandres i en kjemisk reaksjon, er dette en redoksreaksjon.
Blant ikke-kjemikere er det vanlig å kalle reakjoner som danner oksider for oksidasjoner, men når noe oksideres, må det alltid være noe annet som blir like mye redusert, så det korrekte navnet på slike reaksjoner er redoksreaksjon. Oksygen er et svært elektronegativt stoff. Kjemisk bundet oksygen har som regel et oksidasjonstall på -2, og følgelig må disse 2 elektronene komme fra stoffet som binder seg til oksygenet. Altså er det en oksidasjon av stoffet som reagerer med oksygen, og en reduksjon av oksygenet.
Selve navnet, redoks-, forteller at det er en reaksjon hvor det foregår både en reduksjon og en oksidasjon samtidig. Dette betyr at du må ha minst to utgangsstoffer hvor det ene oksideres og det andre reduseres.
Du finner redoksreaksjoner innenfor både uorganisk og organisk kjemi.
Den opprinnelige betydningen av ordet "oksidasjon" betydde en kombinasjon av et stoff med oksygen (at stoffer tar opp oksygen), for eksempel når kull brenner i luft
C(s) + O2(g) --> CO2(g)
eller når jern ruster
4Fe(s) + 3O2(g) --> 2Fe2O3(s)
en reduksjon vil da bety avgivelse av oksygen. Dette kan vi kalle oksygenmodellen.
Husk på at vi kan ha en redoksreaksjon uten at oksygen er involvert i det hele tatt.
En annen modell for redoksreaksjoner kan være "elektronmodellen" der oksidasjon betyr avgivelse av elektron og reduksjon opptak av elektron, men den mest anvendte modellen er oksidasjonstallmodellen der atomtypen som oksideres får et høyere oksidasjonstall mens atomtypen som reduseres får et lavere oksidasjonstall. Vi bruker oksidasjonstallet som et hjelpemiddel til å bokføre elektroner i en redoksreaksjon.
Oksidasjonstallsregler:
1. Oksidasjonstallet til et grunnstoff i fri tilstand er null
2. Oksidasjonstallet til et ion er lik ioneladningen
3. Summen av oksidasjonstallene til atomene i et molekyl er null
4. Summen av oksidasjonstallene til atomene i et sammensatt ion er lik ioneladningen
5. Oksidasjonstallet til oksygen i kjemiske forbindelser er vanligvis -II. Unntaket er peroksidene, for eksempel hydrogenperoksid (H2O2), der oksidasjonstallet til oksygen er -I
6. Oksidasjonstallet til hydrogen i kjemiske forbindelser er vanligvis +I. Unntak er hydridene, for eksempel natriumhydrid (NaH), der oksidasjonstallet til hydrogen er -I
7. Oksidasjonstallet til alkalimetallene og jordalkalimetallene i kjemiske forbindelser er henholdsvis +I og +II
Redoksreaksjon uten oksygen:
2Rb(s) + Br2(g) --> 2Rb+ + 2Br-
Her oksideres Rubidium fra null til +I, tilsvarende reduseres Brom fra null til -I
Oksidasjonstall i sammensatte ioner og salter:
Forbindelsen kaliumpermanganat KMnO4 er satt sammen av et K+ og et MnO4- ion. Etter regel 7 er oksidasjonstallet for kalium lik +I. etter regel 4 og 5 så har de fire oksygenatomene til sammen et oksidasjonstall på -8.
Siden det sammensatte ionet har en ladning på -1, så må mangan ha et oksidasjonstall på + 7 (-8 + 7 = -1).
Balansert redoksreaksjon:
+II -I +II -I +IV -I +I -I
SnCl2 + 2HgCl2 --> SnCl4 + Hg2Cl2
Klor har oksidasjonstall -I i alle stoffene. Tinn oksideres fra +II til +IV, kvikksølv reduseres fra +II til +I
