Redoksreaksjoner En redoksreaksjon er en reaksjon der ett eller flere elektroner overføres fra en forbindelse til en annen. En reduksjon er en prosess hvor en forbindelse mottar ett eller flere elektroner. En oksidasjon er en prosess hvor en forbindelse avgir ett eller flere elektroner. Navnene reduksjon og oksidasjon har sitt opphav fra omdannelsen av jernmalm (Fe x O y ) til jern metall. I den prosessen reduseres antall oksygenatomer i malmen ved at elektroner tilføres jernet. I motsatt prosess, oksidasjon av jern, Fe, til rust, Fe 2 O 3, så tilføres oksygenatomer til jernet samtidig som elektroner fjernes fra jernet.
Et eksempel på en redoksreaksjon er reaksjonen mellom kobberioner og metallisk sink: Cu 2+ (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn 2+ (aq) He mottar Cu 2+ to elektroner fra sink og dermed blir redusert til metallisk kobber. Zn (s) gir fra seg to elektroner og dermed blir oksidert til Zn 2+. Denne redoksreaksjonen kan deles opp i to halvreaksjoner. Zn Zn 2+ + 2e - Cu 2+ + 2e - Cu Oksidasjonshalvreaksjon (mister e - ) Reduksjonshalvreaksjon (får e - ) Legger man disse sammen får vi den totale redoksreaksjonen.
I reaksjonen vår blir Cu 2+ (aq) redusert av Zn (s). Dette gjør at Zn (s) er en reduktant også kalt reduksjonsmiddel. En reduktant reduserer en annen forbindelse. På samme måte er Cu 2+ (aq) en oksidant også kalt oksidasjonsmiddel. En oksidant oksiderer en annen forbindelse.
Halvreaksjonen for oksidasjonen inneholder redoksparet Zn /Zn 2+, hvor Zn er den reduserte formen av sink og Zn 2+ er oksiderte formen av sink. Halvreaksjonen for reduksjonen inneholder redoksparet Cu 2+ /Cu, hvor Cu 2+ er den oksiderte formen av kobber og Cu er den reduserte formen av kobber. Et annet eksempel på en redoksreaksjon: 2Na (s) + Cl 2 (g) 2Na + (aq) + 2Cl - (aq) 2Na 2Na + + 2e - Cl 2 + 2e - 2Cl - Oksidasjonshalvreaksjon (mister e - ) Reduksjonshalvreaksjon (får e - ) Her er Na/Na + det ene redoksparet og Cl 2 /Cl - det andre redoksparet. En redoksreaksjon består alltid av redokspar
Eksempler på redokspar Oksidert form Na + Cu 2+ Fe 2+ Redusert form Na Cu Fe Fe 3+ Fe 2+ O 2 2O
Spenningsrekka Dersom vi plasserer en jernstav, Fe (s), i en løsning med kobberioner, Cu 2+, vil vi observere at Cu 2+ vil bli redusert til metallisk kobber, Cu (s). Vi kan også observere at jernioner dannes, Fe 2+. Dersom vi utfører det motsatte forsøket, plasserer en kobberstav, Cu (s), i en løsning med jernioner, Fe 2+, observerer vi ingen reaksjon. Reaksjonslikninger: Fe (s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu (s) Cu (s) + Fe 2+ (aq) Cu 2+ (aq) + Fe (s) Vi bruker tegnet når en reaksjon ikke går Tolking av forsøket: Cu 2+ kan bli redusert av Fe (s), mens Fe 2+ ikke kan bli redusert av Cu (s).
F 2 vil oksidere Cl - mens Cl 2 ikke vil klare å oksidere F -. På samme måte, Br 2 vil oksidere I -, mens I 2 ikke vil klare å oksidere Br -. H + vil oksidere Fe (s), men ikke Cu (s). Konsekvensen er at noen forbindelser er sterkere oksidanter enn andre. Dette kan tydeliggjøres ved å sette opp en spenningsrekke som rangerer forbindelser etter oksidantstyrke. Den sterkeste settes på toppen. Forbindelsene settes opp som reduksjonshalvreaksjoner.
En del av spenningsrekka vil se slik ut: Spenningsrekke F 2 (g) + 2e - 2F - (aq) Cl 2 (g) + 2e - 2Cl - (aq) O 2 (g) + 4H + + 4e - 2H 2 O (l) Br 2 (l) + 2e - 2Br - (aq) Fe 3+ (aq) + 1e - Fe 2+ (aq) I 2 (s) + 2e - 2I - (aq) Cu 2+ (aq) + 2e - Cu (s) 2H + (aq) + 2e - H 2 (g) Fe 2+ (aq) + 2e - Fe (s) Zn 2+ (aq) + 2e - Zn (s) F 2 (g) kan oksidere den reduserte formen av alle forbindelsene nedenfor seg i spenningsrekka. Stakkars Zn 2+ klarer ikke å oksidere noen av de andre i denne spenningsrekka
Oksidasjonstall Ladningen atomet ville ha i et molekyl (eller ioneforbindelse) dersom elektronene var helt overført. 1. Fri grunnstoffer (ukombinert tilstand) har oksidasjonstall null. Na, Be, K, Pb, H 2, O 2, P 4 = 0 2. I monoatomiske ioner er oksidasjonstallet lik ladningen til ionet. Li +, Li = +1; Fe 3+, Fe = +3; Fe 2+, Fe = +2 3. Oksidasjonstallet til oksygen er 2.
4. Oksidasjonstallet til hydrogen er +1 unntatt når det er bundet til metaller, da er det 1. 5. Alkaliemetaller (gruppe 1 metaller) er alltid +1, jordalkaliemetaller (gruppe 2 metaller) er alltid +2 og fluor er alltid 1. 6. Summen av oksidasjonstallene til alle atomer i et molekyl eller ion er lik ladningen til molekylet eller ionet. Eksempler: HClO 3 O = -2 H = +1 3 (-2) + 1 + Cl = 0 Cl = +5 HClO 4 O = -2 H = +1 4 (-2) + 1 + Cl = 0 Cl = +7 CO 2 O = -2 2 (-2) + C = 0 C = +4
Balansere redoksreaksjoner Oksidasjonen av Fe 2+ til Fe 3+ av Cr 2 O 7 i sur løsning? 1. Skriv den ubalanserte reaksjonslikningen på ioneform. Fe 2+ + Cr 2 O 7 Fe 3+ + Cr 3+ 2. Separer reaksjonslikningen i to halvreaksjoner. Oksidasjon: Reduksjon: +2 +3 Fe 2+ Fe 3+ +6 +3 Cr 2 O 7 Cr 3+ 3. Balanser atomene utenom O og H i hver halvreaksjon. Cr 2 O 7 O = -2 7 (-2) + 2Cr = -2 2Cr = -2 + 14 Cr = + 12/2 Cr = +6 Cr 2 O 7 2Cr 3+
Balansere redoksreaksjoner 4. For reaksjoner i syre adder H 2 O for å balansere O atomer og H + for å balansere H atomer. Cr 2 O 7 14H + + Cr 2 O 7 2Cr 3+ + 7H 2 O 2Cr 3+ + 7H 2 O 5. Adder elektroner til den ene siden av hver halvreaksjon for å balansere ladningene til halvreaksjonene. 6e - + 14H + + Cr 2 O 7 Fe 2+ Fe 3+ + 1e - 2Cr 3+ + 7H 2 O 6. Om nødvendig, gjør om slik at antall elektroner i halvreaksjonene er lik ved å multiplisere halvreaksjonene med passende koeffisienter. 6Fe 2+ 6Fe 3+ + 6e - 6e - + 14H + + Cr 2 O 7 2Cr 3+ + 7H 2 O
Balansere redoksreaksjoner 7. Legg de to halvreaksjonene sammen og balanser den endelige reaksjonslikningen. Antall elektroner på begge sider må kanselleres. Oksidasjon: Reduksjon: 6e - + 14H + + Cr 2 O 7 6Fe 2+ 6Fe 3+ + 6e - 2Cr 3+ + 7H 2 O 14H + + Cr 2 O 7 + 6Fe 2+ 6Fe 3+ + 2Cr 3+ + 7H 2 O 8. Verifiser at antall atomer og ladninger er balansert. 14x1 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3
Antioksidanter Redokskjemi er et viktig helseaspekt. Vi blir hele tiden utsatt for oksidanter hvor O 2 (g) helt klart er den av størst betydning. Selv om vi er totalt avhengig av oksygen så er det til skade for oss også som feks oksidasjon av DNA, RNA, essensielle fettsyrer, cellevegger etc. Gjennom feks kosten får vi i oss antioksidanter, dvs forbindelser som lett og raskt lar seg oksidere og ofrer seg for oss. Disse blir oksidert i stedet for DNA, RNA osv.
Eksempler på antioksidanter: CH 2 HO CH 3 H O O C H 3 O CH3 HO CH3 Vitamin E, beskytter fettsyrer, lurt å ta sammen med tran Vitamin C, (askorbinsyre) alle naturviteres favoritt antioksidant HO Resveratrol, finnes i drueskall til rødvinsdruer og følgelig i flere rødviner. Denne har vist gode egenskaper mot feks kreft og Parkinsons sykdom HO HC H C O O HC C H CH Flavonoid (egen stoffklasse, finnes naturlig i frukt og bær.