Hva er oksidasjon? Definisjon og eksempel

To viktige typer kjemiske reaksjoner er oksidasjon og reduksjon. Oksidasjon har ikke nødvendigvis noe med oksygen å gjøre. Her er hva det betyr og hvordan det forholder seg til reduksjon.

Key Takeaways: Oxidation in Chemistry

Oksidasjon er tapet av elektroner under en reaksjon av a molekyl, atom eller ion.
Oksidasjon oppstår når oksidasjonstilstand av et molekyl, atom eller ion økes. Den motsatte prosessen kalles reduksjon, som oppstår når det er en forsterkning av elektroner eller oksidasjonstilstanden til et atom, molekyl eller ion avtar.

Et eksempel på en reaksjon er det mellom hydrogen og fluorgass som skal dannes flussyre:

H₂ + F₂ → 2 HF

I denne reaksjonen oksideres hydrogen og fluor reduseres. Reaksjonen kan forstås bedre hvis den er skrevet i form av to halvreaksjoner.

H₂ → 2 H⁺ + 2 e^-

F₂ + 2 e^- → 2 F^-

Merk at det ikke er oksygen noe sted i denne reaksjonen!

En eldre betydning av oksidasjon var da oksygen ble lagt til a forbindelse. Dette var fordi oksygengass (O₂) var det første kjente oksydasjonsmiddel. Mens tilsetning av oksygen til en forbindelse typisk oppfyller kriteriene for elektrontap og en økning i oksidasjonstilstanden ble definisjonen av oksidasjon utvidet til å omfatte andre typer kjemikalier reaksjoner.

Et klassisk eksempel på den gamle definisjonen på oksidasjon er når jern kombineres med oksygen for å danne jernoksid eller rust. Jernet sies å ha oksidert til rust. Den kjemiske reaksjonen er:

2 Fe + O₂ → Fe₂O₃

Jernmetallet oksideres for å danne jernoksyd kjent som rust.

Elektrokjemiske reaksjoner er gode eksempler på oksidasjonsreaksjoner. Når en kobbertråd plasseres i en løsning som inneholder sølvioner, overføres elektroner fra kobbermetallet til sølvionene. Kobbermetallet oksideres. Sølvmetallpisker vokser på kobbertråden, mens kobberioner slippes ut i løsningen.

Cu (s) + 2 Ag⁺(En q) → Cu²⁺(En q) + 2 Ag (s)

Et annet eksempel på oksidasjon der et element kombineres med oksygen er reaksjonen mellom magnesiummetall og oksygen for å danne magnesiumoksyd. Mange metaller oksiderer, så det er nyttig å gjenkjenne formen på ligningen:

2 mg (s) + O₂ (g) → 2 MgO (s)

Når elektronet ble oppdaget og kjemiske reaksjoner kunne forklares, innså forskere oksidasjon og reduksjon skjer sammen, med en art som mister elektroner (oksidert) og en annen får elektroner (Redusert). En type kjemisk reaksjon der oksidasjon og reduksjon skjer kalles en redoksreaksjon, som står for reduksjon-oksidasjon.

Oksidasjon av et metall med oksygengass kan da forklares som metallatomet som mister elektroner for å danne kationen (som oksideres) med oksygenmolekylet som får elektroner for å danne oksygenanioner. Når det gjelder magnesium, for eksempel, kan reaksjonen skrives om som:

2 mg + O₂ → 2 [Mg²⁺] [O^2-]

som består av følgende halvreaksjoner:

Mg → Mg²⁺ + 2 e^-

O₂ + 4 e^- → 2 O^2-

Oksidasjon hvor oksygen er involvert er fortsatt oksidasjon i henhold til den moderne definisjonen av begrepet. Imidlertid er det en annen gammel definisjon som involverer hydrogen som kan oppstå i organiske kjemitekster. Denne definisjonen er motsatt av oksygendefinisjonen, så den kan forårsake forvirring. Likevel er det godt å være klar over. I henhold til denne definisjonen er oksidasjon tap av hydrogen, mens reduksjon er gevinsten av hydrogen.

I henhold til denne definisjonen, for eksempel, når etanol oksideres til etanol:

CH₃CH₂OH → CH₃CHO

Etanol regnes som oksidert fordi det mister hydrogen. Ved å reversere ligningen kan etanol reduseres ved å tilsette hydrogen til den for å danne etanol.

Så husk den moderne definisjonen av oksidasjon og reduksjon angående elektroner (ikke oksygen eller hydrogen). En måte å huske hvilken art som oksideres og hvilken som er redusert, er å bruke OIL RIG. OIL RIG står for Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain.

• Haustein, Catherine Hinga (2014). K. Lee Lerner og Brenda Wilmoth Lerner (red.). Oksidasjons – reduksjonsreaksjon. The Gale Encyclopedia of Science (5. utg.). Farmington Hills, MI: Gale Group.
• Hudlický, Miloš (1990). Oksidasjoner i organisk kjemi. Washington, D.C.: American Chemical Society. s. 456. ISBN 978-0-8412-1780-5.