Redoxreaktioner – oxidation och reduktion

En redoxreaktion är en kemisk reaktion där oxidation och reduktion sker samtidigt. Ett ämne avger elektroner medan ett annat tar upp dem, eller så förändras elektronfördelningen på ett sätt som syns som ändrade oxidationstal.

Redoxreaktioner är centrala i bland annat batterier, korrosion, förbränning, fotosyntes och cellandning.

Vad är oxidation?

Oxidation innebär elektronförlust. När en partikel avger elektroner ökar dess oxidationstal.

Exempel:

Zn → Zn²⁺ + 2e⁻

Zink går från oxidationstal 0 till +2 och oxideras.

Vad är reduktion?

Reduktion innebär elektronupptag. När en partikel tar upp elektroner minskar dess oxidationstal.

Exempel:

Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

Koppar går från +2 till 0 och reduceras.

Varför sker oxidation och reduktion samtidigt?

Elektroner kan inte försvinna i en kemisk reaktion. Om ett ämne avger elektroner måste ett annat ämne ta emot samma antal.

De två halvreaktionerna:

Zn → Zn²⁺ + 2e⁻

Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

kan därför adderas till:

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

Elektronerna syns inte i den totala reaktionsformeln eftersom de produceras och förbrukas i lika antal.

Oxidationsmedel och reduktionsmedel

Ett oxidationsmedel tar upp elektroner och reduceras själv. Det får alltså ett annat ämne att oxideras.

Ett reduktionsmedel avger elektroner och oxideras själv. Det får ett annat ämne att reduceras.

I zink-kopparreaktionen är Cu²⁺ oxidationsmedlet och Zn reduktionsmedlet.

Hur känner man igen en redoxreaktion?

Ett säkert sätt är att jämföra oxidationstal före och efter reaktionen.

• Oxidationstal ökar → oxidation.
• Oxidationstal minskar → reduktion.

Om inga oxidationstal förändras är reaktionen normalt inte en redoxreaktion. En syrabasreaktion som bara innebär protonöverföring är exempelvis inte automatiskt redox.

Så balanseras en redoxreaktion med halvreaktioner

I sur vattenlösning används ofta följande metod:

1. Dela reaktionen i oxidation och reduktion.
2. Balansera alla atomer utom H och O.
3. Balansera O med H₂O.
4. Balansera H med H⁺.
5. Balansera laddningen med elektroner.
6. Multiplicera halvreaktionerna så att lika många elektroner avges som tas upp.
7. Addera reaktionerna och förenkla ämnen som finns på båda sidor.

Hur gör man i basisk lösning?

En robust metod är att först balansera som om lösningen vore sur. Lägg sedan till lika många OH⁻ på båda sidor som det finns H⁺. H⁺ och OH⁻ kombineras till H₂O och vatten som förekommer på båda sidor förenklas.

Det är mer tillförlitligt än att mekaniskt byta ut H⁺ mot OH⁻ mitt i balanseringen.

Redox i galvaniska celler

I en galvanisk cell separeras oxidation och reduktion rumsligt. Elektroner går genom en yttre ledare från anoden, där oxidation sker, till katoden, där reduktion sker.

Joner i elektrolyten och ofta en saltbrygga eller annan jonledande separator behövs för att upprätthålla laddningsbalansen.

I en spontan galvanisk cell är anoden negativ och katoden positiv. Vid elektrolys drivs en icke-spontan reaktion med extern elektrisk energi och tecknen på elektroderna blir då annorlunda, men oxidation sker fortfarande vid anoden och reduktion vid katoden.

Standardpotentialer

Standardelektrodpotentialer anges för reduktionshalvreaktioner under definierade standardbetingelser och mäts relativt standardväteelektroden.

För en galvanisk cell beräknas standardcellpotentialen från reduktionspotentialerna:

E°_cell = E°_katod − E°_anod

Om E°_cell är positiv är ΔG° negativ och den skrivna reaktionen är termodynamiskt gynnsam under standardbetingelser. Det säger däremot inte hur snabbt reaktionen går; kinetiken kan fortfarande vara långsam.

Redox i vardagen

Korrosion: järn oxideras när rost bildas samtidigt som andra ämnen reduceras.

Batterier: kemisk energi omvandlas till elektrisk energi genom separerade redoxreaktioner.

Cellandning: kol i organiska ämnen oxideras stegvis medan bland annat syre till slut reduceras till vatten.

Fotosyntes: vatten oxideras i de ljusberoende reaktionerna och koldioxid reduceras senare när organiskt kol byggs upp.

Disproportionering och komproportionering

I vissa redoxreaktioner kan samma grundämne både oxideras och reduceras. Det kallas disproportionering.

Ett klassiskt exempel är när väteperoxid sönderfaller:

2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂

Syre har oxidationstal −1 i väteperoxid. En del av syret går till −2 i vatten och reduceras, medan en annan del går till 0 i syrgas och oxideras.

Den motsatta typen, där två olika oxidationstillstånd av samma grundämne reagerar och bildar ett mellanliggande oxidationstillstånd, kallas komproportionering.

Redox utan tydliga fria elektroner

I många molekylreaktioner syns inga elektroner i den balanserade totalreaktionen. Ändå kan oxidationstal visa att elektronfördelningen har förändrats.

Vid förbränning av kol till koldioxid går kolets oxidationstal från 0 i elementärt kol till +4 i CO₂, medan syre går från 0 i O₂ till −2. Kolet oxideras och syret reduceras.

Det är därför oxidationstal är användbara även när reaktionen inte kan beskrivas som att en fri elektron bokstavligen lämnar en atom och flyger direkt till en annan.

Redoxbalansering kontrollerar både massa och laddning

En korrekt balanserad redoxreaktion måste bevara både antalet atomer och den totala elektriska laddningen.

Halvreaktionsmetoden gör elektronbokföringen synlig. När halvreaktionerna adderas ska lika många elektroner finnas på båda sidor och därför försvinna ur den slutliga nettoreaktionen.

Om atomantalet stämmer men laddningen inte gör det är balanseringen fortfarande fel.

Vanliga frågor

Är all reaktion med syre en redoxreaktion?

Många är det, men redox definieras inte av att syre måste finnas med. Elektronöverföring eller förändring av oxidationstal är det centrala.

Vad händer med oxidationsmedlet?

Oxidationsmedlet tar upp elektroner och reduceras.

Är positiv cellpotential samma sak som snabb reaktion?

Nej. Positiv E°_cell innebär termodynamisk drivkraft under standardbetingelser, men reaktionshastigheten bestäms av kinetiska faktorer.

Sker oxidation alltid vid anoden?

Ja. Definitionen anode = oxidation gäller både galvaniska celler och elektrolysceller.