6.1 Redoksreaksjoner

Redoksreaksjoner

Redoksreaksjoner (reduksjons-oksidasjonsreaksjoner) er reaksjoner der elektroner overføres mellom stoffer. De er grunnlaget for elektrokjemi.

Definisjoner

Oksidasjon: Tap av elektroner (økning i oksidasjonstall)
Reduksjon: Opptak av elektroner (reduksjon i oksidasjonstall)

Huskeregel: LEO GER
- LEO: Loss of Electrons is Oxidation
- GER: Gain of Electrons is Reduction

Oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel

- Oksidasjonsmiddel: Stoff som tar opp elektroner (blir selv redusert)
- Reduksjonsmiddel: Stoff som avgir elektroner (blir selv oksidert)

Eksempel: Sink + kopper(II)sulfat

- Zn avgir 2 elektroner → oksideres (reduksjonsmiddel)
- Cu²⁺ tar opp 2 elektroner → reduseres (oksidasjonsmiddel)

Oksidasjonstall

Oksidasjonstall (oksidasjonsgrad) er et tall som angir den formelle ladningen på et atom i en forbindelse.

Regler for å bestemme oksidasjonstall

1. Grunnstoff i ren form: 0
- Fe, O₂, H₂, Na → alle har oksidasjonstall 0

2. Monoatomiske ioner: lik ladningen
- Na⁺: +1, Ca²⁺: +2, Cl⁻: -1, O²⁻: -2

3. Hydrogen: vanligvis +1
- Unntak: Metallhydrider (NaH): -1

4. Oksygen: vanligvis -2
- Unntak: Peroksider (H₂O₂): -1, OF₂: +2

5. Halogener: vanligvis -1
- Unntak: Når bundet til mer elektronegativt atom

6. Sum i nøytralt molekyl: 0
7. Sum i ion: lik ionets ladning

Tabell: Vanlige oksidasjonstall

Halvreaksjoner

En redoksreaksjon kan deles i to halvreaksjoner:
- En oksidasjonshalvreaksjon (elektroner på høyre side)
- En reduksjonshalvreaksjon (elektroner på venstre side)

Eksempel: Sink og kopper

Oksidasjon (Zn oksideres):
$$\text{Zn}(s) \rightarrow \text{Zn}^{2+}(aq) + 2e^-$$

Reduksjon (Cu²⁺ reduseres):
$$\text{Cu}^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu}(s)$$

Total reaksjon: (adder halvreaksjonene)
$$\text{Zn}(s) + \text{Cu}^{2+}(aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+}(aq) + \text{Cu}(s)$$

Elektronbalanse

Antall elektroner avgitt i oksidasjonen må være lik antall elektroner mottatt i reduksjonen.

Hvis ikke, multipliserer vi halvreaksjonene med passende faktorer.