Wat is redox -potentieel?
Redox-potentiaal, ook bekend als standaardelektrodepotentiaal, is een maat voor hoe gemakkelijk een stof elektronen verliest of krijgt in een reductie-oxidatie-of "redox"-reactie, een chemische reactie waarbij de ene reactant wordt verminderd en de andere geoxideerd. Elektronen gaan van het reductiemiddel naar het oxidatiemiddel. Dit kan worden uitgedrukt als een elektrische potentiaal tussen de twee en gemeten in volt. Een negatieve waarde duidt op een reductiemiddel, met de neiging om elektronen te verliezen, en een positieve waarde duidt op een oxidatiemiddel, met de neiging om elektronen te winnen. Het redoxpotentieel wordt soms aangegeven door E °.
In praktische termen kan redoxpotentiaal alleen worden gemeten voor paren van stoffen, en of elektronen stroomt van of naar een gegeven chemische stof afhankelijk is van het andere lid van het paar. Het is daarom een relatieve, in plaats van een absolute waarde. Om standaardwaarden voor elementen, verbindingen en ionen vast te stellen, wordt redox -potentiaalmeting uitgevoerd tegen een"Standaard" van waterstof, die wordt genomen om een e ° van nul te hebben, dus al dergelijke waarden zijn relatief ten opzichte van waterstof.
Om de E ° voor een gegeven stof te bepalen, wordt een elektrochemische cel bestaande uit twee halve cellen geconstrueerd. Eén bestaat uit H+ -ionen en neutrale waterstof in evenwicht en staat bekend als een standaard waterstofelektrode. De andere bevat de te testen stof, opnieuw met ionische en neutrale vormen in evenwicht. De twee zijn gekoppeld door een zoutbrug met een geschikte elektrolyt en de cel is verbonden met een voltmeter, waardoor het circuit wordt voltooid. Wanneer er een verschil is in redoxpotentiaal, zullen elektronen proberen op de een of andere manier te stromen, waardoor een potentieel verschil ontstaat dat wordt gemeten door de voltmeter-in dit geval wordt een voltmeter met hoge weerstand gebruikt om een werkelijke stroomstroom te voorkomen, omdat dit het potentieel zou verminderen.
Als elektronen uit t stromenHij waterstof halfcel naar de ander, de stof heeft een positief redoxpotentieel en is in deze context een oxidatiemiddel. Als elektronen de andere kant op stromen, is de E ° negatief, wat een reductiemiddel aangeeft. De termen "oxideren" en "reduceren" zoals hier gebruikt, zijn ten opzichte van waterstof - de geteste chemische stof kan zich anders gedragen ten opzichte van een ander middel. In dit scenario fungeert waterstof bijvoorbeeld als een reducerend of een oxidatiemiddel, afhankelijk van wat er in de andere halve cel is.
Op deze manier is een standaard redox-potentiaaltabel samengesteld, die de E ° -waarden toont voor verschillende "halfreacties" waarbij elektronen aan een bepaald middel betrokken zijn, zoals het geval zou zijn in de helft van een redoxreactie. Het redoxpotentiaal voor een lithiumion dat een elektron verkrijgt, wordt bijvoorbeeld weergegeven als de halfreactie: li + + e - -> li met een e ° -waarde van -3,05 volt, wat aangeeft dat lithium een sterk reducerend middel is. De waarde voor de vorming vanChloride-ionen door de toevoeging van elektronen aan chloor wordt getoond als CL 2 + 2e --> 2cl - met een E ° van +1,36 volt, dus chloor is een oxidatiemiddel. Door de redox -potentialen van twee stoffen te kennen, is het mogelijk om te voorspellen of een redoxreactie tussen hen theoretisch mogelijk is.