Reduserer

I kjemi kalles en kjemisk art et reduksjonsmiddel der den algebraiske summen av oksidasjonstallene til alle atomene øker under en redoksreaksjon . Virkningen av den reduserende arten på en annen art kalles reduksjon , og sistnevnte kalles redusert . [1]

Tilstedeværelsen av en reduserende art i en kjemisk reaksjon innebærer nødvendigvis også tilstedeværelsen av en oksiderende art ; den kjemiske reaksjonen som involverer dem kalles redoksreaksjonen . [1] Under denne reaksjonen gjennomgår en reduserende art oksidasjon , eller med andre ord oksideres .

Eksempler på reduksjonsmidler

Generelt kan reduserende arter deles inn i følgende kategorier:

Vanlige reduksjonsmidler

Ulike vanlige reduksjonsmidler og relaterte produkter

Middel Produkt
Hydrogen H + , H2O _
NADH NAD +
Metaller metallioner
Hydrokarboner CO 2 ( karbondioksid ), H 2 O ( vann )

Reduktanter og oksidanter i en redoksreaksjon

For å skille de to artene i en redoks er det tilstrekkelig å observere variasjonen i oksidasjonstallet til de enkelte stoffene ved begynnelsen og slutten av reaksjonen. [1]

Noen grunnstoffer og forbindelser kan være både reduserende og oksiderende . For eksempel oppfører hydrogen seg som et reduksjonsmiddel når det reagerer med ikke-metaller, mens det oppfører seg som et oksidasjonsmiddel når det reagerer med metaller.

2 Li (s) + H 2 (g) → 2 LiH (s)

Hydrogen fungerer som et oksidasjonsmiddel, mens litium oksideres.

Semireaksjoner: 2 Li (s) 0 → 2 Li (s) + + 2 e - ::::: H 2 0 (g) + 2 e - → 2 H - (g)

H 2 (g) + F 2 (g) → 2 HF (g)

Hydrogen fungerer som et reduksjonsmiddel, mens fluor reduseres.

Semireaksjoner: H 2 0 (g) → 2 H + (g) + 2 e - ::::: F 2 0 (g) + 2 e - → 2 F - (g)

Eksempler

Korrosjon

Reduksjons- og oksidasjonsmidler er ansvarlige for korrosjon , som er "nedbrytning av metaller som et resultat av elektrokjemisk aktivitet". [3] For at korrosjonsprosessen skal finne sted, må det være en anode og en katode . Anoden er et grunnstoff som mister elektroner (reduksjonsmiddel), følgelig skjer det oksidasjon i anoden, mens katoden er et grunnstoff som tar opp elektroner (oksidasjonsmiddel), følgelig skjer reduksjonen i katoden. Korrosjon oppstår når det er en forskjell i oksidasjonspotensialet. Når dette er bestemt, begynner metallet i anoden å forringes, siden det er en elektrisk forbindelse og tilstedeværelsen av en elektrolytt .

Dannelse av flussyre

Tenk på følgende reaksjon som et eksempel:

I dette tilfellet går hydrogenet fra den elementære tilstanden ( no 0) til en forbindelse ( flussyre ) der den ikke har +1. Omvendt går fluor fra elementær tilstand ( no 0) til flussyre, uten -1:

Dannelse av jern(III)oksid

Et annet eksempel på en redoksreaksjon er dannelsen av jern(III)oksid;

4Fe + 3O 2 → 2Fe 2 3+ O 3 6-

I ligningen ovenfor har jern (Fe) et oksidasjonstall på 0 før og 3+ etter reaksjonen. For oksygen (O) var det opprinnelige oksidasjonstallet 0 og redusert til 2−. Disse endringene kan beskrives som to " halvreaksjoner " som oppstår samtidig:

  1. Semi-oksidasjonsreaksjon: Fe 0 → Fe 3+ + 3e -
  2. Reduksjonshalvreaksjon: O 2 + 4e - → 2 O 2−

Jern (Fe) har blitt oksidert fordi oksidasjonstallet har økt. Jern er reduksjonsmiddel, mens oksygen (O 2 ) reduseres fordi oksidasjonstallet har gått ned.

Kjennetegn på reduksjonsmidler

Et atom med en relativt stor atomkjerne har en tendens til å være et bedre reduksjonsmiddel. Hos denne arten er avstanden fra kjernen til valenselektronene så stor at disse elektronene ikke er like tett tiltrukket av kjernen enn andre. Disse elementene har en tendens til å være sterke reduksjonsmidler. Gode ​​reduksjonsmidler har en tendens til å være sammensatt av atomer med lav elektronegativitet (evnen til et atom eller molekyl til å tiltrekke seg bindende elektroner) og arter med relativt små ioniseringsenergier som også fungerer som gode reduksjonsmidler. "Målet på et materiales evne til å oksidere eller miste elektroner er kjent som dets oksidasjonspotensial." [3] Tabellen nedenfor viser noen reduksjonspotensialer som enkelt kan endres til oksidasjonspotensialer ganske enkelt ved å snu deres fortegn. Reduksjonsmidler kan klassifiseres etter deres økende styrke som går hånd i hånd med oksidasjonspotensialer. Reduksjonsmidlet er sterkere når det har et mer positivt oksidasjonspotensial og svakere når det har et negativt oksidasjonspotensial. Følgende tabell viser reduksjonspotensialene til det spesifikke reduksjonsmidlet ved en temperatur på 25 ° C.

Oksidasjonsmiddel Reduksjonsmiddel Redokspotensial ( V)
Li + + og - = Der −3.04
Na + + og - = Na −2,71
Mg 2+ + 2e - = Mg −2,38
Ved 3+ + 3e - = Til −1,66
2H20 (1 ) + 2e - = H 2 (g) + 2OH - -0,83
Cr 3+ + 3e - = Cr -0,74
Fe 2+ + 2e - = Fe −0,44
2H ++ og - = H 2 0,00
Sn 4+ + 2e - = Sn 2+ +0,15
Cu 2+ + og - = Cu + +0,16
Ag + + og - = Ag +0,80
Br 2 + 2e - = 2Br - +1,07
Cl2 + 2e - = 2Cl - +1,36
MnO4 - + 8H + + 5e - = Mn2 + + 4H2O _ +1,49

For å identifisere hvilket som er det sterkeste reduksjonsmidlet, er det tilstrekkelig å endre tegnet på dets respektive reduksjonspotensiale for å transformere det til oksidasjonspotensial. Jo større tall, jo sterkere reduksjonsmiddel. For eksempel, av Na, Cr, Cu og Cl - er Na den sterkest reduserende arten og Cl - den svakeste.

Merknader

  1. ^ a b c Washington University i St. Louis - Redoksreaksjoner
  2. ^ Aufray M, Menuel S, Fort Y, Eschbach J, Rouxel D, Vincent B, New Synthesis of Nanosized Niobium Oxides and Lithium Niobate Particles and their Characterization by XPS Analysis , i Journal of Nanoscience and Nanotechnology , vol. 9, nei. 8, 2009, s. 4780–4789, DOI : 10.1166 / jnn.2009.1087 .
  3. ^ a b Elektrodereduksjons- og oksidasjonspotensial

Relaterte elementer

Andre prosjekter

Eksterne lenker