4.3 Oksidasjonstall og redoks

Et tall som holder styr på elektronene

Hvordan vet vi egentlig hvilke atomer som gir bort elektroner og hvilke som tar imot dem i en reaksjon? Kjemikerne fant på et smart bokføringsverktøy: oksidasjonstall. Det er et tall som angir hvor mange elektroner et atom har "tapt" eller "fått" i en binding -- en slags ladningsregnskap.

Det finnes faste regler. Frie grunnstoffer har oksidasjonstall 0 (så $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Fe}$ og $\text{Cu}$ er alle 0). Enkle ioner har oksidasjonstall lik ladningen ($\text{Na}^+$ er $+1$, $\text{Cl}^-$ er $-1$, $\text{Fe}^{3+}$ er $+3$). Summen av oksidasjonstallene i et nøytralt molekyl er alltid 0, og i et ion er summen lik ionets ladning. I tillegg har vi noen huskeregler: hydrogen er vanligvis $+1$ (men $-1$ i hydrider), oksygen er vanligvis $-2$ (med unntak som peroksider), alkalimetallene er alltid $+1$, jordalkalimetallene $+2$, og fluor alltid $-1$.

Med disse reglene kan vi løse opp ukjente. I $\text{CO}_2$ har hvert oksygen $-2$, til sammen $-4$, så karbon må være $+4$ for at summen blir 0. I $\text{H}_2\text{SO}_4$ har de to hydrogenene $+2$ og de fire oksygenene $-8$, så svovel må være $+6$. Og i permanganationet $\text{MnO}_4^-$ har de fire oksygenene $-8$, og siden summen skal være $-1$, må mangan være $+7$.

Opp betyr oksidasjon, ned betyr reduksjon

Nå blir oksidasjonstallene til et kraftig verktøy. Vi kan definere de to halvdelene av en redoksreaksjon helt presist: oksidasjon er når oksidasjonstallet øker (atomet mister elektroner), og reduksjon er når oksidasjonstallet minker (atomet tar opp elektroner). Du kan huske det med OIL RIG (Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain) eller LEO says GER (Loss of Electrons is Oxidation, Gain of Electrons is Reduction).

Se på sink i svovelsyre: $\overset{0}{\text{Zn}} + \overset{+1}{\text{H}}_2\text{SO}_4 \rightarrow \overset{+2}{\text{Zn}}\text{SO}_4 + \overset{0}{\text{H}}_2$. Sink går fra $0$ til $+2$ -- oksidasjonstallet øker, altså oksidasjon. Hydrogen går fra $+1$ til $0$ -- det minker, altså reduksjon. En reaksjon er en redoksreaksjon hvis minst ett atoms oksidasjonstall endrer seg. Til kontrast: i syre-basereaksjonen $\text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$ endres ingen oksidasjonstall -- det er ingen redoks.

La oss analysere reduksjonen av jernmalm: $\overset{+3}{\text{Fe}}_2\text{O}_3 + 3\overset{+2}{\text{C}}\text{O} \rightarrow 2\overset{0}{\text{Fe}} + 3\overset{+4}{\text{C}}\text{O}_2$. Jern går fra $+3$ til $0$ -- det minker, så jern reduseres. Karbon går fra $+2$ til $+4$ -- det øker, så karbon oksideres. Oksygen holder seg uendret på $-2$. Slik avslører oksidasjonstallene nøyaktig hva som skjer.

Redokspar og balansering

I hver redoksreaksjon opptrer aktørene i par. Reduksjonsmidlet er stoffet som avgir elektroner -- og blir derfor selv oksidert. Oksidasjonsmidlet er stoffet som tar opp elektroner -- og blir derfor selv redusert. Husk paradokset: den som reduserer den andre, oksideres selv.

Ta $\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}$. Sink avgir elektroner og oksideres til $\text{Zn}^{2+}$ -- sink er reduksjonsmidlet. Kobberionet tar opp elektroner og reduseres til $\text{Cu}$ -- $\text{Cu}^{2+}$ er oksidasjonsmidlet. Vi kan dele opp i to halvreaksjoner: oksidasjon $\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-$ og reduksjon $\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}$.

Et annet eksempel: $\text{Sn}^{2+} + 2\text{Fe}^{3+} \rightarrow \text{Sn}^{4+} + 2\text{Fe}^{2+}$. Tinn går fra $+2$ til $+4$ (oksideres, reduksjonsmiddel), mens jern går fra $+3$ til $+2$ (reduseres, oksidasjonsmiddel). Halvreaksjonene blir $\text{Sn}^{2+} \rightarrow \text{Sn}^{4+} + 2e^-$ og $\text{Fe}^{3+} + e^- \rightarrow \text{Fe}^{2+}$ (sistnevnte ganget med 2). Når vi skal balansere i basisk miljø, balanserer vi som vanlig i surt miljø først og legger så til $\text{OH}^-$ på begge sider for å nøytralisere $\text{H}^+$ -- som i $2\text{MnO}_4^- + 4\text{H}_2\text{O} + 6\text{I}^- \rightarrow 2\text{MnO}_2 + 3\text{I}_2 + 8\text{OH}^-$.

Fra reaksjon til batteri

Her kommer den virkelig elegante anvendelsen. Hvis elektronene i en redoksreaksjon må gå gjennom en ledning for å komme fra det ene stoffet til det andre, kan vi bruke den strømmen. Det er prinsippet bak en galvanisk celle -- en elektrokjemisk celle som omdanner en redoksreaksjon til elektrisk strøm. Det er nettopp slik et batteri fungerer.

Reglene er enkle. Oksidasjonen skjer ved anoden (den negative polen), reduksjonen ved katoden (den positive polen), og elektronene flyter fra anode til katode gjennom den ytre kretsen -- ledningen vi kobler til. Huskeregelen er AN-OX (anode-oksidasjon) og KAT-RED (katode-reduksjon).

Den klassiske Daniell-cellen bygger på $\text{Zn}(s) + \text{Cu}^{2+}(aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+}(aq) + \text{Cu}(s)$. Ved anoden oksideres sink ($\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-$), ved katoden reduseres kobber ($\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}$), og elektronene strømmer fra sinkelektroden til kobberelektroden. La oss prøve en celle med magnesium og sølv: $\text{Mg}(s) + 2\text{Ag}^+(aq) \rightarrow \text{Mg}^{2+}(aq) + 2\text{Ag}(s)$. Magnesium går fra $0$ til $+2$ (oksideres), så det er anoden. Sølv går fra $+1$ til $0$ (reduseres), så det er katoden. Elektronene flyter fra magnesium- til sølvelektroden. Dette prinsippet ligger bak alle batterier -- fra alkaliske til litiumion -- og bak brenselceller.

Oppsummering

Oksidasjonstall er et regnskap over hvor mange elektroner et atom har tapt eller fått. Reglene -- frie grunnstoffer er 0, enkle ioner lik ladningen, H vanligvis $+1$, O vanligvis $-2$, og sum 0 i nøytrale molekyler -- lar oss finne ukjente, som $+6$ for svovel i $\text{H}_2\text{SO}_4$ og $+7$ for mangan i $\text{MnO}_4^-$.

Oksidasjon er økning i oksidasjonstall (tap av elektroner), reduksjon er minkning (opptak). I hvert redokspar avgir reduksjonsmidlet elektroner og oksideres selv, mens oksidasjonsmidlet tar dem opp og reduseres selv. Redoksreaksjoner balanseres med halvreaksjonsmetoden, og i basisk miljø nøytraliserer vi $\text{H}^+$ med $\text{OH}^-$. Til slutt utnytter galvaniske celler redoks til å lage strøm: oksidasjon ved anoden (AN-OX), reduksjon ved katoden (KAT-RED), og elektroner som flyter fra anode til katode -- selve hjertet i ethvert batteri.