Wat is redoxpotentieel?
Redoxpotentiaal, ook bekend als standaard elektrodepotentiaal, is een maat voor hoe gemakkelijk een stof elektronen verliest of verkrijgt in een reductie-oxidatie - of "redox" - reactie, een chemische reactie waarbij de ene reactant wordt gereduceerd en de andere geoxideerd. Elektronen bewegen van het reductiemiddel naar het oxidatiemiddel. Dit kan worden uitgedrukt als een elektrisch potentiaal tussen de twee en gemeten in volt. Een negatieve waarde geeft een reductiemiddel aan, met de neiging om elektronen te verliezen, en een positieve waarde geeft een oxidatiemiddel aan, met de neiging om elektronen te verkrijgen. Het redoxpotentiaal wordt soms aangeduid met E °.
In praktische termen kan redoxpotentiaal alleen worden gemeten voor paren van stoffen, en of elektronen stromen van of naar een bepaalde chemische stof hangt af 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 redoxpotentiaalmeting uitgevoerd tegen een "standaard" van waterstof, waarvan wordt aangenomen dat het een E ° van nul heeft, dus al dergelijke waarden zijn relatief ten opzichte van waterstof.
Om de E ° voor een bepaalde stof te bepalen, wordt een elektrochemische cel bestaande uit twee halve cellen geconstrueerd. Een 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 verbonden door een zoutbrug die een geschikte elektrolyt bevat en de cel is verbonden met een voltmeter die het circuit voltooit. Waar er een verschil is in redoxpotentiaal, zullen elektronen op de een of andere manier proberen te stromen, waardoor een potentiaalverschil wordt gecreëerd dat wordt gemeten door de voltmeter - in dit geval wordt een hoge weerstand voltmeter gebruikt om een werkelijke stroom van stroom, omdat dit het potentieel zou verminderen.
Als elektronen van de waterstofhalfcel naar de andere stromen, heeft de stof een positief redoxpotentiaal 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, hebben betrekking op waterstof - de te testen chemische stof kan zich anders gedragen dan een ander middel. In dit scenario werkt waterstof bijvoorbeeld als een reductiemiddel of een oxidatiemiddel, afhankelijk van wat zich in de andere halve cel bevindt.
Op deze manier is een standaard redox-potentiaaltabel opgesteld, die de E ° -waarden toont voor verschillende "halfreacties" met betrekking tot de toevoeging van elektronen aan een bepaald middel, zoals het geval zou zijn in de helft van een redoxreactie. De redoxpotentiaal voor een lithiumion die een elektron verkrijgt, wordt bijvoorbeeld weergegeven als de halve reactie: Li + + e - -> Li met een E ° -waarde van -3,05 volt, wat aangeeft dat lithium een sterk reductiemiddel is. De waarde voor de vorming van chloride-ionen door de toevoeging van elektronen aan chloor wordt weergegeven als Cl2 + 2e - -> 2Cl - met een E ° van +1,36 volt, dus chloor is een oxidatiemiddel. Door de redoxpotentialen van twee stoffen te kennen, is het mogelijk om te voorspellen of een redoxreactie daartussen theoretisch mogelijk is.