6.1 Redoksreaksjoner

Når elektroner skifter eier

Et søm som ruster, et batteri som driver mobilen din, en termittreaksjon som smelter jernbaneskinner -- bak alt dette ligger den samme typen prosess: en redoksreaksjon, der elektroner overføres mellom stoffer. Dette er selve hjertet i all elektrokjemi.

To begreper er kjernen. Oksidasjon er tap av elektroner, og fører til en økning i oksidasjonstall. Reduksjon er opptak av elektroner, og gir en reduksjon i oksidasjonstall. Et fint minneord er LEO GER: «Loss of Electrons is Oxidation, Gain of Electrons is Reduction». Siden elektroner ikke kan forsvinne, må de to alltid skje samtidig -- noen gir, noen tar. Stoffet som tar opp elektroner kalles oksidasjonsmiddel (det blir selv redusert), og stoffet som avgir elektroner kalles reduksjonsmiddel (det blir selv oksidert). Se på sink i kobbersulfat: $\text{Zn}(s) + \text{CuSO}_4(aq) \rightarrow \text{ZnSO}_4(aq) + \text{Cu}(s)$. Her gir Zn fra seg to elektroner og oksideres (reduksjonsmiddel), mens Cu²⁺ tar opp to elektroner og reduseres (oksidasjonsmiddel).

Å telle oksidasjonstall

For å holde styr på elektronene bruker vi oksidasjonstall -- et tall som angir den formelle ladningen på et atom i en forbindelse. Det finnes noen enkle regler. Et grunnstoff i ren form har alltid 0, så Fe, $\text{O}_2$, $\text{H}_2$ og Na har alle oksidasjonstall 0. Et enatomig ion har oksidasjonstall lik ladningen sin: Na⁺ er +1, Ca²⁺ er +2, Cl⁻ er −1. Hydrogen er vanligvis +1 (men −1 i metallhydrider som NaH), oksygen er vanligvis −2 (men −1 i peroksider som $\text{H}_2\text{O}_2$), og halogener er vanligvis −1. Til slutt: summen av oksidasjonstall er 0 i et nøytralt molekyl, og lik ladningen i et ion.

Med disse reglene kan vi finne ukjente oksidasjonstall. Ta svovelsyre, $\text{H}_2\text{SO}_4$: hydrogen bidrar med $2 \times (+1) = +2$, oksygen med $4 \times (-2) = -8$, og siden summen er 0, må svovel være $+6$. For permanganationet $\text{MnO}_4^-$ gir oksygen $-8$, og siden hele ionet har ladning $-1$, blir Mn lik $+7$. På samme måte finner vi at krom i $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}$ er $+6$, og at jern i $\text{Fe}_2\text{O}_3$ er $+3$. Slik kan du regne deg frem til oksidasjonstallet til ethvert atom -- nøkkelen til å gjenkjenne hva som oksideres og hva som reduseres.

Halvreaksjoner og balansering

En smart måte å forstå en redoksreaksjon på er å dele den i to halvreaksjoner -- én for oksidasjonen og én for reduksjonen. I oksidasjonshalvreaksjonen skriver vi elektronene på høyre side, og i reduksjonshalvreaksjonen på venstre. For sink og kobber blir det:

$$\text{Zn}(s) \rightarrow \text{Zn}^{2+}(aq) + 2e^- \qquad \text{(oksidasjon)}$$
$$\text{Cu}^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu}(s) \qquad \text{(reduksjon)}$$

Legger vi dem sammen, får vi totalreaksjonen. Den gylne regelen er elektronbalanse: antall elektroner avgitt i oksidasjonen må være nøyaktig lik antall mottatt i reduksjonen. Stemmer det ikke, multipliserer vi halvreaksjonene med passende tall.

La oss balansere termittreaksjonen, $\text{Al} + \text{Fe}_2\text{O}_3 \rightarrow \text{Al}_2\text{O}_3 + \text{Fe}$. Her går aluminium fra 0 til +3 (mister 3 e⁻) og jern fra +3 til 0 (får 3 e⁻). Begge halvreaksjonene involverer 3 elektroner, så elektronene balanserer per atom. Men formlene krever 2 Al og 2 Fe, så den balanserte likningen blir $2\text{Al} + \text{Fe}_2\text{O}_3 \rightarrow \text{Al}_2\text{O}_3 + 2\text{Fe}$. Sjekk: 2 Al, 2 Fe og 3 O på hver side, og $2 \times 3 = 6$ elektroner avgitt og mottatt. Denne reaksjonen frigjør så mye varme at den smelter jern -- nettopp derfor brukes den til å sveise jernbaneskinner.

Oppsummering

Vi har sett at redoksreaksjoner handler om elektroner som skifter eier: oksidasjon er tap av elektroner (økning i oksidasjonstall), og reduksjon er opptak (reduksjon i oksidasjonstall) -- husk LEO GER. Oksidasjonsmiddelet blir selv redusert, mens reduksjonsmiddelet blir selv oksidert.

Vi lærte å bestemme oksidasjonstall ved noen enkle regler: grunnstoff i ren form er 0, hydrogen vanligvis +1, oksygen vanligvis −2, og summen er 0 i et molekyl eller lik ladningen i et ion. Til slutt delte vi redoksreaksjoner i halvreaksjoner og balanserte dem ved å sørge for at elektroner avgitt er lik elektroner mottatt -- slik vi gjorde med termittreaksjonen. Denne forståelsen av elektronoverføring er fundamentet for galvaniske celler og spenningsrekken, som vi tar fatt på videre.