Oksidasie en Reduksie — Drie Definisies
Al drie definisies beskryf dieselfde verskynsel — hulle stem met mekaar ooreen. Watter definisie jy ook al op 'n reaksie toepas, jy sal altyd dieselfde antwoord kry oor wat geoksideer en wat gereduseer word.
| In terme van |
Oksidasie |
Reduksie |
| Elektrone |
Verlies van elektrone |
Opname van elektrone |
| Suurstof |
Opname van suurstof |
Verlies van suurstof |
| Waterstof |
Verlies van waterstof |
Opname van waterstof |
OIL RIG — Oxidation Is Loss (of electrons), Reduction Is Gain (of electrons) — hierdie Engelse geheue-ezel word steeds algemeen in Suid-Afrikaanse klaskamers gebruik. Oksidasie en reduksie vind altyd GELYKTYDIG plaas — jy kan nie een sonder die ander hê nie. Die stof wat oksidasie veroorsaak, is die oksideermiddel; die een wat reduksie veroorsaak, is die reduseermiddel.
⚠ Teenintuïtief — memoriseer dit: Die reduseermiddel word self geoksideer; die oksideermiddel word self gereduseer. Die middel doen die teenoorgestelde van wat dit genoem word. Dit skenk of aanvaar elektrone om die verandering in die ander stof te veroorsaak, en ondergaan sodoende self die omgekeerde verandering.
Oksidasiegetalle (Oksidasietoestande)
Die oksidasiegetal (OG) is die lading wat 'n atoom sou hê as die verbinding volkome ionies was — al die gedeelde elektrone toegeken aan die meer elektronegatiewe atoom. Oksidasiegetalle is 'n boekhoutegniek om elektronoordrag in redoksreaksies te volg.
Reëls vir die toekenning van oksidasiegetalle:
- Reël 1 — Suiwer element: OG = 0 (bv. Fe, O₂, Cl₂, Na, H₂ — atome in hul elementêre vorm)
- Reël 2 — Enkelatoom-ioon: OG = lading van die ioon (bv. Fe³⁺ → OG = +3; Cl⁻ → OG = −1; Ca²⁺ → OG = +2)
- Reël 3 — Suurstof: gewoonlik −2 (uitsonderings: peroksiede bv. H₂O₂, OG(O) = −1; in OF₂, OG(O) = +2 omdat F meer elektronegatief is)
- Reël 4 — Waterstof: gewoonlik +1 (uitsondering: in metaalhidriede bv. NaH, CaH₂, OG(H) = −1)
- Reël 5 — Fluoor: altyd −1 (mees elektronegatiewe element; nooit positief nie)
- Reël 6 — Somreël: Die som van alle oksidasiegetalle in 'n spesie = die totale lading van daardie spesie (0 vir neutrale verbindings; gelyk aan die ioniese lading vir poli-atomiese ione)
Uitgewerkte voorbeelde:
H₂O: H(+1)×2 + O(?) = 0 → O = −2 ✓
SO₄²⁻: S(?) + O(−2)×4 = −2 → S + (−8) = −2 → S = +6
MnO₄⁻: Mn(?) + O(−2)×4 = −1 → Mn + (−8) = −1 → Mn = +7
Cr₂O₇²⁻: 2×Cr(?) + O(−2)×7 = −2 → 2Cr − 14 = −2 → Cr = +6
Na₂O₂: Na(+1)×2 + O(?)×2 = 0 → 2 + 2O = 0 → O = −1 (peroksied!)
As OG toeneem → word die spesie GEOKSIDEER → dit is die REDUSEERMIDDEL (skenk elektrone weg, wat sy eie OG laat styg). As OG afneem → word die spesie GEREDUSEER → dit is die OKSIDEERMIDDEL (ontvang elektrone, wat sy eie OG laat daal).
Balansering van Redoksvergelykings — Halfreaksiemetode
Stap-vir-stap-prosedure vir suur oplossings:
- Stap 1: Skryf die ongebalanseerde ioniese vergelyking neer en identifiseer watter atome van oksidasiegetal verander (dít is die atome wat geoksideer of gereduseer word).
- Stap 2: Verdeel in twee halfreaksies — een vir oksidasie, een vir reduksie.
- Stap 3: Balanseer alle atome behalwe O en H in elke halfreaksie.
- Stap 4: Balanseer O-atome deur H₂O by te voeg aan watter kant ook al 'n tekort aan suurstof het.
- Stap 5: Balanseer H-atome deur H⁺ by te voeg aan watter kant ook al 'n tekort aan waterstof het.
- Stap 6: Balanseer lading deur elektrone (e⁻) by te voeg — elektrone verskyn LINKS van die reduksiehalfreaksie (word verkry) en REGS van die oksidasiehalfreaksie (word vrygestel).
- Stap 7: Maak die aantal elektrone gelyk in albei halfreaksies deur elke halfreaksie met geskikte heelgetalle te vermenigvuldig.
- Stap 8: Tel die twee halfreaksies bymekaar; kanselleer die elektrone en enige spesies wat identies aan albei kante voorkom.
- Stap 9: Vereenvoudig indien moontlik (verminder koëffisiënte as hulle almal 'n gemeenskaplike faktor deel).
Uitgewerkte Voorbeeld 1: MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ (suur oplossing)
Oksidasiehalfreaksie: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻
(OG van Fe: +2 → +3; verloor 1 elektron)
Reduksiehalfreaksie: MnO₄⁻ → Mn²⁺
(OG van Mn: +7 → +2; kry 5 elektrone)
Balanseer O: MnO₄⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
Balanseer H: MnO₄⁻ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O
Balanseer lading: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
Vermenigvuldig oksidasie × 5: 5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e⁻
Tel halfreaksies bymekaar:
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O + 5Fe³⁺
Uitgewerkte Voorbeeld 2: Cr₂O₇²⁻ + I⁻ → Cr³⁺ + I₂ (suur oplossing)
Oksidasie: 2I⁻ → I₂ + 2e⁻
(OG van I: −1 → 0; elke I verloor 1 elektron; 2 elektrone in totaal)
Reduksie: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O
(OG van Cr: +6 → +3; elke Cr kry 3 elektrone; 6 elektrone in totaal)
Vermenigvuldig oksidasie × 3: 6I⁻ → 3I₂ + 6e⁻
Tel halfreaksies bymekaar:
Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6I⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3I₂
Oksideermiddels en Reduseermiddels
| Eienskap | Oksideermiddel (OM) | Reduseermiddel (RM) |
|---|
| Effek op ander stof | Oksideer dit | Reduseer dit |
| Wat met homself gebeur | Word gereduseer | Word geoksideer |
| Elektronbeweging | Kry elektrone | Verloor elektrone |
| OG-verandering | OG neem af | OG neem toe |
- Sterk oksideermiddels: MnO₄⁻, Cr₂O₇²⁻, F₂, Cl₂, H₂O₂, O₂, gekonsentreerde HNO₃
- Sterk reduseermiddels: Na, Li, K, Mg, Fe, Zn (aktiewe metale), H₂, I⁻, Fe²⁺, SO₂
Die Elektrochemiese (Reduksiepotensiaal-)Reeks
Die elektrochemiese reeks lys standaard-reduksiehalfreaksies saam met hul standaard-reduksiepotensiale (E°), gemeet in volt onder standaardtoestande (298 K, 1 mol·dm⁻³, 101,3 kPa).
- BOKANT van die tabel: mees positiewe E° → sterkste oksideermiddels (hierdie spesies word die maklikste gereduseer)
- ONDERKANT van die tabel: mees negatiewe E° → sterkste reduseermiddels (hierdie spesies word die maklikste geoksideer)
- 'n Spesie in die reeks kan enige spesie wat laer as dit aan die regterkant (reduserende kant) verskyn, oksideer
| Halfreaksie (soos geskryf: reduksie) | E° (V) |
|---|
| F₂ + 2e⁻ → 2F⁻ | +2.87 |
| MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O | +1.51 |
| Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ | +1.36 |
| Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O | +1.33 |
| O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O | +1.23 |
| Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ | +0.77 |
| I₂ + 2e⁻ → 2I⁻ | +0.54 |
| Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe | −0.44 |
| Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn | −0.76 |
| Na⁺ + e⁻ → Na | −2.71 |
| Li⁺ + e⁻ → Li | −3.04 |
Voorspelling van spontane reaksies: Die spesie met die hoër (meer positiewe) E° tree op as die oksideermiddel en word gereduseer. Bereken E°sel = E°katode − E°anode. As E°sel > 0, is die reaksie spontaan. As E°sel < 0, is die reaksie nie-spontaan onder standaardtoestande.
Korrosie van Yster (Roes)
Yster word geoksideer in die teenwoordigheid van water en opgeloste suurstof — roes is 'n elektrochemiese proses wat beide 'n oksideermiddel (O₂) en 'n elektroliet (water met opgeloste ione) benodig.
Anode (oksidasie): Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
Katode (reduksie): O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O
of (neutraal/basies): O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻
Algeheel: 4Fe + 3O₂ + xH₂O → 2Fe₂O₃·xH₂O (roes — gehidrateerde yster(III)oksied)
Water tree op as die elektroliet; opgeloste sout (bv. seewatersproei) versnel roesvorming deur die oplossing se geleidingsvermoë aansienlik te verhoog.
- Verf / bedekking: fisiese versperring wat O₂ en water uitsluit; slegs effektief terwyl die bedekking ongeskonde is
- Galvanisering (sinkbedekking): Zn het 'n meer negatiewe E° as Fe (−0,76 V teenoor −0,44 V), dus korrodeer Zn voorkeurgewys — dit tree op as 'n opofferingsanode. Selfs as die bedekking gekrap word, beskerm Zn steeds die onderliggende Fe.
- Tinplatering (blikkies): Sn is laer as Fe in die aktiwiteitsreeks (minder negatiewe E°) — slegs beskermend terwyl dit ongeskonde is. As dit gekrap word, tree Fe op as die anode en korrodeer VINNIGER (galvaniese versnelling).
- Katodiese beskerming: Verbind die ysterstruktuur aan 'n blok van 'n meer aktiewe metaal (Mg of Zn). Die aktiewe metaal word geoksideer (opofferingsanode); yster tree op as die katode en word beskerm.
- Elektroplatering met edelmetale: Bedekking met Cr, Ni bied 'n harde, korrosiebestande oppervlakversperring.
IEB-uitbreiding: Elektrochemiese Selle en Elektrolise
Galvaniese (voltaïese) selle skakel spontane chemiese energie om na elektriese energie.
- Anode: oksidasie vind plaas; negatiewe elektrode in 'n galvaniese sel
- Katode: reduksie vind plaas; positiewe elektrode in 'n galvaniese sel
- Soutbrug: handhaaf elektriese neutraliteit tussen die twee halfselle deur ioonvloei toe te laat (tipies KNO₃ of KCl in agar)
- Selnotasie: Zn(s)|Zn²⁺(aq)||Cu²⁺(aq)|Cu(s) — links van || is anode; regs van || is katode; enkel | = fasegrens
- E°sel = E°katode − E°anode; spontaan wanneer E°sel > 0
Elektrolitiese selle gebruik 'n eksterne kragbron om nie-spontane redoksreaksies aan te dryf.
- Anode: oksidasie; verbind aan die +-terminaal van die eksterne toevoer
- Katode: reduksie; verbind aan die −-terminaal van die eksterne toevoer
- Elektrolise van pekelwater (gekonsentreerde NaCl):
Katode: 2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻ (waterstofgas)
Anode: 2Cl⁻ → Cl₂↑ + 2e⁻ (chloorgas)
Netto produkte: H₂, Cl₂, NaOH(aq) — die chloor-alkali-proses