Allmänt om redoxreaktioner

Redoxreaktioner är en mycket vanlig typ av kemiska reaktioner, och är viktiga för att förstå vitt skilda ämnen såsom elektricitet, korrosion och biokemi. Här går vi igenom de grundläggande begreppen oxidation/reduktion och oxidationsmedel/reduktionsmedel. I menyn hittar du mer specifika artiklar.

Redoxreaktioner är elektronövergångar

Redoxreaktioner är reaktioner där elektroner flyttar sig från ett ämne till ett annat, vilket antingen kan ske helt eller delvist.

Ett enkelt exempel på en fullständig elektronövergång är det som sker när en spik av järn placeras i en lösning av tvåvärda kopparjoner (videodemonstration här). Järnatomerna ger då bort två elektroner vardera till kopparjonerna, vilket skapar järnjoner och kopparatomer:

Redoxreaktioner kan även innebära partiella (delvisa) elektronövergångar. Ta förbränningen av vätgas i syrgas som exempel:

2H2(g)+O2(g)⟶2H2O(g).2H2(g)+O2(g)⟶2H2O(g).

Här är det svårare att direkt upptäcka elektronövergången, men om vi skriver om reaktionsformeln med lewisstrukturer blir det lite tydligare. Titta särskilt noga på de rödmarkerade elektronerna:

Från början är alla bindningar rent kovalenta, och de båda väteatomerna delar lika på de rödmarkerade elektronerna. Efter reaktionen har däremot polära kovalenta bindningar uppstått, där bindningselektronerna delas ojämnt. De starkt elektronegativa syreatomerna är nu de huvudsakliga ägarna till de rödmarkerade elektronerna, som väteatomerna tidigare hade för sig själva. En elektronövergång har alltså skett, från väte till syre, och reaktionen räknas därför som en redoxreaktion. Elektronövergången är dock inte fullständig utan partiell; syreatomerna är inte tillräckligt elektronegativa för att helt och hållet sno åt sig bindningselektronerna.

Oxidation och reduktion

Ett sätt att förstå en redoxreaktion är att tänka sig den som summan av två delsteg: en reduktion och en oxidation.

• En oxidation är en process där ett ämne avger elektroner (helt eller delvis).
• En reduktion är en process där ett ämne tar upp elektroner (helt eller devis).

I vårt första exempel, med järnet och kopparjonerna, kan redoxreaktionen delas upp på följande sätt:

Det sker det en oxidation när järnet avger sina avger sina elektroner till kopparjonerna. Det sker även en reduktion i och med att kopparjonerna tar upp järnets elektroner. Detta kan man uttrycka som att järnet oxideras och att kopparjonerna reduceras.

För att vara extra tydliga kan vi även skriva upp tänkta reaktionsformler för oxidationen och reduktionen:

Ox:–––––Fe⟶Fe2++2e−Ox:_Fe⟶Fe2++2e−
Red:–––––Cu2++2e−⟶Cu.Red:_Cu2++2e−⟶Cu.

Notera dock att denna uppdelning i två separata delreaktioner bara är ett tankesätt, och inte en beskrivning av hur reaktionen verkligen sker. Under normala förhållande existerar nämligen aldrig fria elektroner, och en oxidation sker alltid samtidigt som en reduktion.

I det andra exemplet, med vätet och syret, gäller det på motsvarande sätt att vätet oxideras och syret reduceras. 

Elektrokemiska spänningsserien

Den elektrokemiska spänningsserien används för att se vilka metaller och metalljoner som reagerar med vilka.

Det som man kan se är: Om jag har en metalljon av något ämne till höger av serien, kommer denna spontant att reduceras till metall om den kommer i kontakt med en metall till vänster om den i serien.

Reaktionerna som sker, gör det på grund av att ämnena som bildas är mer stabila. Att produkterna är mer stabila är på grund av att deras energiinnehåll är mindre än det energiinnehåll som reaktanterna hade. Orsaken till att produkterna blir mer stabila är för att metaller till höger i ovanstående skala är mer elektronegativa än de till vänster. Om elektroner finns tillgängliga genom en reaktion så kommer den mest elektronegativa metallen att ta elektronerna.

Den elektrokemiska spänningsserien har sitt ursprung i de elektrodpotential som varje metall har. Skillnaden mot en tabell över elektrodpotential är att den elektrokemiska spänningsserien bara har listat upp metallerna, och inga elektrodpotentialer är utskrivna.

Elektrolys

I vanliga fall sker alla reaktioner spontant. När en ädlare metall kommer i kontakt med en oädlare så kommer alltid den oädla att oxideras först om de utsätts för en oxiderande miljö.

Om detta alltid hade varit fallet så hade vår förmåga att framställa metaller varit mycket begränsad då alla oädla metaller alltid hade varit joner. Nu är det som så att vi kan framställa oädlare metaller från joner med hjälp av elektrolys.

Elektrolys är en process där man med hjälp av elektrisk ström driver en redoxreaktion. Redoxreaktionen som drivs är inte spontan i vanliga fall, utan tvingas fram med hjälp av elektrisk ström. Lite förenklat kan man säga att de normalt spontana redoxreaktionerna går baklänges, men det är inte helt så enkelt som vi kommer att gå igenom senare.

För att utföra elektrolys behövs flera komponenter:

• En strömkälla. Detta är ”motorn” för elektrolysen som gör att de normalt icke-spontana reaktionerna kan ske.
• En elektrolyt. Detta kan vara en vattenlösning med upplösta joner i, eller ett flytande salt.
• En behållare får elektrolyten.
• Två elektroder: en anod, och en katod.

Vid anoden (ansluten till pluspolen) kommer elektroner att tas upp från lösningen. Vid anoden sker en oxidation av något ämne.

Vid katoden (ansluten till minuspolen) kommer elektroner att tryckas ut i lösningen. Vid katoden sker en reduktion av något ämne.

Det finns en minnesregel för vilken del som är positiv och negativ i en elektrolys. En elektrolys kräver ström, vilket kostar pengar, och då blir man PANK. PANK – Positiv Anod, Negativ Katod.

I vanliga fall så är reaktionen 4Al+3O2⟶2Al2O34��+3�2⟶2��2�3 spontan.

Om vi i stället kör en elektrolys på detta i smält aluminiumoxid så kommer den motsatta reaktionen att ske:

2Al2O3⟶4Al+3O2

Oxidationstal

Oxidationstal (OT) är ett sätt att hålla koll på elektronerna under en kemisk reaktion. Detta kan användas för att snabbt identifiera oxidationer och reduktioner bara genom att titta på en reaktionsformel. Som vi ska se i en senare artikel kan det även användas för att balansera reaktionsformler för redoxreaktioner.

Bakgrund

I artikeln om redoxreaktioner tittade vi på olika exempel på redoxreaktioner. Vid vissa av dem sker fullständiga elektronövergångar, exempelvis den här:

Fe(s)+Cu2+(aq)⟶Fe2+(aq)+Cu(s),Fe(s)+Cu2+(aq)⟶Fe2+(aq)+Cu(s),

där det är lätt att identifiera oxidationen (järn avger elektroner) och reduktionen (koppar upptar elektroner).

Vid andra redoxreaktioner sker det endast partiella (delvisa) elektronövergångar. Ett exempel är denna reaktion:

2H2(g)+O2(g)⟶2H2O(g).2H2(g)+O2(g)⟶2H2O(g).

I dessa fall är det inte alltid så tydligt vilket ämne som oxideras och vilket som reduceras. I just detta fallet lyckades vi resonera oss fram till att vätet oxideras och syret reduceras, genom att använda elektronegativitet för att avgöra vilket atomslag som de olika bindningselektronerna tillhör.

Hur fungerar oxidationstal?

Oxidationstal är ett sätt att effektivisera resonemanget vi förde ovan för att visa att förbränningen av väte var en redoxreaktion. Grundtanken är att man föreställer sig att alla polära kovalenta bindningar är jonbindningar och kollar vilka laddningar de olika atomerna får.

Mer exakt gäller följande regler (de två sista följer egentligen av de två första):

• Kovalenta bindningar görs om till jonbindningar, där alla bindningselektronerna går till den mest elektronegativa atomen i varje bindning.  Om två likadana atomer binder kovalent till varandra delas bindningselektronerna upp lika mellan dem.
• Joner får samma oxidationstal som sin laddning.
• Oladdade grundämnen får oxidationstalet 0.
• Summan av alla oxidationstal i en förening är lika med laddningen för föreningen. Detta gäller både för molekyler och joner. (Exempelvis ska summan bli 0 i H₂O och −2 i CO₃²⁻.)

Notera: Oxidationstal skrivs oftast med tecken och romerska siffror (exempelvis +IV eller −II). Även om det är mindre tydligt, förekommer det ibland att vanliga arabiska siffror används, och att plustecken utelämnas. Lägg också märke till att tecknet för oxidationstal skrivs före siffran; för laddningar (exempelvis 4+ eller 2−) är det tvärtom.

Redoxbalansering

Redoxreaktioner kan vara svåra att balansera på grund av att man ofta hanterar många olika atomslag som ofta går från att vara del av en molekyl till att vara del av en annan. Det är här dina kunskaper om oxidationstal kommer till nytta. Det finns flera olika metoder för att balansera redoxreaktioner, men de kan i grund och botten delas upp i två olika huvudmetoder: oxidationstalsmetoden och halvcellsmetoden.

Det spelar ingen större roll vilken av dessa metoder du använder, men du måste behärska minst en av dem för att kunna balansera redoxreaktioner på ett säkert sätt. Båda metoder bygger på att man i sin balanserade redoxreaktion har laddningsbalans (lika många laddningar) och materialbalans (lika många atomer).

Notera att tillvägagångssättet enligt vissa metoder beror på om reaktionen sker i sur eller basisk lösning. De steg som bara gäller vid basisk lösning har för tydlighetens skull markerats med blå text.

I underartikeln Exempel visar vi hur det kan se ut när de båda metoderna används för att balansera några olika exempel redoxreaktioner.

Oxidationstalsmetoden

Oxidationstalsmetoden går ut på att man räknar på hur många steg oxidationstalen hos de olika ämnena ändras. Det finns flera olika sätt att genomföra den. Vi rekommenderar tillvägagångssätt I eftersom det innefattar minst steg och därmed är enklast att komma ihåg och genomföra. Eftersom många lärare trots det lär ut tillvägagångssätt II tar vi upp det också.

Tillvägagångssätt I

1. Skriv ned den obalanserade reaktionsformeln samt OT för alla ingående atomslag.
2. Identifiera oxidationen och reduktionen och skriv av formeln igen. Denna gång bortser du dock från allt som inte ändrar OT (oftast H⁺, OH^–, H₂O och eventuella åskådarjoner).
3. Notera hur många ”steg” som oxidationstalet förändras i reduktionen och oxidationen.
4. Justera koefficienterna i reaktionsformeln så att den totala minskningen i oxidationstal vid reduktionen är lika med den totala ökningen av oxidationstal vid oxidationen (elektroner kan ju inte bildas eller försvinna!).
5. Se till så att alla atomslag utom O och H är balanserade (behövs bara ibland).
6. Bestäm laddningen i vänstra ledet respektive högra ledet. Om laddningarna inte är lika stora kompenserar du det med H⁺ vid sur lösning och OH^– vid basisk lösning.
7. Balansera syre med hjälp av H₂O
8. Lägg till eventuella åskådarjoner.
9. Kontrollera att du har lika mycket H till höger som till vänster.

Tillvägagångssätt II

1. Skriv ned den obalanserade reaktionsformeln samt OT för alla ingående atomslag.
2. Identifiera oxidationen och reduktionen och skriv av formeln igen. Borts från partiklar som inte ändrar OT (oftast H⁺, OH^–, H₂O och eventuella åskådarjoner).
3. Notera hur många ”steg” oxidationstalet förändras i reduktionen respektive oxidationen.
4. Justera koefficienterna så att den totala minskningen i oxidationstal vid reduktionen är lika med den totala ökningen av oxidationstal vid oxidationen.
5. Balansera alla atomslag förutom O och H (behövs bara ibland).
6. Balansera O med hjälp av H₂O.
7. Balansera H med hjälp av H⁺.
8. Vid basisk lösning lägger du på båda sidor till lika mycket OH^– som du har H⁺ för att neutralisera till vatten.
9. Lägg till åskådarjoner och annat som inte har ändrat OT.
10. Förenkla formeln till lägsta möjliga heltalskoefficienter, och ta bort sådant som finns på båda sidor av formeln (vanligtvis H₂O).
11. Kontrollera laddningsbalans.

Halvcellsmetoden

Halvcellsmetoden (ibland kallad delförloppsmetoden) är en metod som bygger på att man först beskriver reduktionen och oxidationen för sig i var sin halvcell, som man sedan sätter ihop till en balanserad redoxreaktion. Den innebär lite fler steg än oxidationstalsmetoden, men uppfattas av vissa som lite tydligare.

Tillvägagångssätt

1. Identifiera oxidationen och reduktionen. Skriv ned dessa som separata halvcellsreaktioner (en oxidationsreaktion, en reduktionsreaktion).
2. Balansera respektive halvcell med allt förutom O och H.
3. Balansera halvcellerna med avseende på O med hjälp av H₂O.
4. Balansera halvcellerna med avseende på H med hjälp av H⁺.
5. Balansera laddningen med hjälp av elektroner.
6. Kontrollera att förändringen i OT för föreningarna stämmer med hur många elektroner som har lagts till. Du har nu balanserat klart respektive halvcellsreaktion.
7. Se till att det produceras lika mycket elektroner i oxidationen som det förbrukas i reduktionen. Detta gör du genom att multiplicera upp koefficienterna på den ena eller båda halvcellerna.
8. Slå ihop de två halvcellerna för att få fram totalreaktionen.
9. Vid basisk lösning lägger du på båda sidor till lika mycket OH^– som du har H⁺ för att neutralisera till H₂O.
10. Förenkla formeln till lägsta möjliga heltalskoefficienter, och ta bort sådant som finns på båda sidor av formeln (vanligtvis H₂O).
11. Lägg till åskådarjoner och annat som inte har ändrat OT.
12. Kontrollera laddningsbalans.