Oxidationstal og elektronparbindinger

Transcription

December 2015
I redoxkemi findes en række simple regler, som gør det muligt at bestemme oxidationstal for et atom i en
kemisk forbindelse, ligegyldigt om der er tale om et molekyle eller en ion. Man kan betragte et
oxidationstal, som en ladning et atom ville have i en kemisk forbindelse, hvis man følger reglerne for
tildeling af oxidationstal. Der er dog ikke tale om en ”ægte” ladning, men om en ”fiktiv” ladning, som kan
vise fordelingen af ladning i en kemisk forbindelse. Det interessante er dog ikke så meget tallet i sig selv,
som atomet får tildelt, men ændringen i oxidationstallet, som kan forekomme ved en kemisk reaktion. Hvis
oxidationstallene ændres ved en kemisk reaktion, er der nemlig tale om en redoxreaktion, som er
karakteriseret ved, at der udveksles elektroner imellem atomerne ved reaktionen.
En redoxreaktion kan opdeles i to processer, en oxidation og en reduktion. I tilknytning hertil kan atomer
oxideres eller reduceres ved en redoxreaktion. Når der forekommer en kemisk reaktion, siger man, at
1. et atom i en reaktant oxideres, hvis dets oxidationstal er mindre i reaktanten end i produktet, hvor
atomet findes. Det svarer til, at atomets oxidationstal vokser ved reaktionen, eller udtrykt på en
anden måde, at ændringen i atomets oxidationstal er positiv. Under reaktionens forløb afgiver
atomet elektroner til et andet atom.
2. et atom i en reaktant reduceres, hvis dets oxidationstal er større i reaktanten end i produktet, hvor
atomet findes. Det svarer til, at atomets oxidationstal aftager ved reaktionen, eller udtrykt på en
anden måde, ændringen i atomets oxidationstal er negativ. Under reaktionens forløb optager
atomet elektroner fra et andet atom.
Når et atom i en reaktion oxideres, omtales dette med, at der sker en oxidation. Når et atom i en reaktion
reduceres, omtales dette med, at der sker en reduktion. Men de to processer, oxidation og reduktion, vil
altid være knyttet sammen. Sker der en reduktion af et atom, vil der også være et atom som oxideres.
Derfor består en redoxreaktion af begge processer. For at kunne afgøre om en kemisk reaktion kan
betragtes som en redoxreaktion, samt hvilke atomer som henholdsvis oxideres eller reduceres, skal man
derfor kunne bestemme oxidationstal for de enkelte atomer i en kemisk reaktions reaktanter og produkter.
Regler for tildeling af oxidationstal
Reglerne for tildeling af oxidationstal 1kan findes i de fleste gymnasiekemibøger2. I det følgende angiver OT
oxidationstal, og OT(atomsymbol) betegner oxidationstallet for det pågældende atom.
1. Oxidationstallet for frie grundstoffer er 0.
Fx er oxidationstallet for chlor (Cl) i dichlor (Cl2 ) lig med 0, det vil sige OT(Cl)= 0. Et andet eksempel
er, at OT(H)= 0 i dihydrogen (H2 ).
2. For en simpel ion er oxidationstallet lig med ionens ladning.
Fx er oxidationstallet for chlor (Cl) i chlorid (Cl− ) lig med -1, det vil sige OT(Cl)= -1.
1
Et oxidationstal skal strengt taget angives med et romertal, fx IV for oxidationstallet 4. Vi benytter dog de almindelige
tal her, da udregningerne vil være nemmere at gennemskue for læseren.
2
Reglerne er dog internationale, hvilket blandt andet fremgår af, at de kan findes i IUPAC Gold Book
(http://goldbook.iupac.org/O04365.html).
Keld Nielsen, Anders A. Osted og Birgit Christensen, Køge Gymnasium
Side 1
December 2015
3. Hydrogen har normalt oxidationstallet 1 og oxygen normalt -2.
Undtagelser:
a. Oxidationstallet for hydrogen er 1, når H er bundet til et mindre elektronegativt atom.
b. Oxidationstallet for oxygen er positivt, når O er bundet til fluor (F er mere elektronegativt
end O).
c. Oxidationstallet for oxygen er -1, når O indgår i peroxider, fx OT(O)=-1 i hydrogenperoxid
(H2 O2 ).
4. I en kemisk forbindelse er summen af alle atomers oxidationstal lig med formelenhedens ladning.
Hvis der er tale om en neutral forbindelse (ingen ladning), er den samlede sum af atomernes
oxidationstal lig med 0.
Fx er oxidationstallet for svovl (S) i svovldioxid (SO2 ) lig med 4. Det kan udregnes på følgende
måde:
regel 3
OT(S) + OT(O) + OT(O) = 0 ⇒
OT(S) + (−2) + (−2) = 0 ⇔ OT(S) = 4
Normalt vil man skrive:
regel 3
OT(S) + 2 · OT(O) = 0 ⇒
OT(S) + 2 · (−2) = 0 ⇔ OT(S) − 4 = 0 ⇔ OT(S) = 4
Reglerne anvendes til nemt at bestemme oxidationstal for de fleste uorganiske forbindelser, fx for
sammensatte ioner. For at gøre udregningerne mere overskuelige, benyttes x som betegnelse for
oxidationstallet for det atom, som skal bestemmes. Her er et par eksempler:
a) Oxidationstallet af svovl i svovlsyre (H2 SO4):
2 · OT(H) + OT(S) + 4 · OT(O) = 0 ⇒ 2 · 1 + x + 4 · (−2) = 0 ⇔ 2 + x − 8 = 0 ⇔ x = 6
Det vil sige OT(S) = 6. Eller skrevet med ord: Oxidationstallet for svovl i svovlsyre er 6.
b) Oxidationstallet af nitrogen i nitrat (NO−
3 ):
x + 3 · (−2) = −1 ⇔ x − 6 = −1 ⇔ x = 5
Det vil sige, OT(N) = 5. Eller skrevet med ord: Oxidationstallet for nitrogen i nitrat er 5.
c) Oxidationstallet af nitrogen i ammonium (NH4+ ):
x + 4 · 1 = 1 ⇔ x = −3
Det vil sige, OT(N) = −3. Eller skrevet med ord: Oxidationstallet for nitrogen i ammonium er -3.
d) Oxidationstallet af chrom i dichromat (Cr2 O2−
7 ):
2 · x + 7 · (−2) = −2 ⇔ 2x − 14 = −2 ⇔ x = 6
Det vil sige, OT(Cr) = 6. Eller skrevet med ord: Oxidationstallet for chrom i dichromat er 6.
Reglerne tager ikke højde for tilfælde, hvor fx hverken hydrogen eller oxygen indgår i en kemisk
forbindelse, som fx salte som natriumchlorid (NaCl ) og aluminiumsulfid (Al2 S3) og molekyler som
phosphortrichlorid (PCl3 ) og svovlhexafluorid (SF6 ). I sådanne tilfælde tages udgangspunkt i kemisk viden
om, hvilke ioner det enkelte grundstof normalt findes som, eller hvilket atom, som er mest elektronegativt.
Side 2
December 2015
I ovenstående salte findes natrium som ionen Na+, og derfor er OT(Na) = 1. Tilsvarende for chlor, der
findes som ionen Cl− , fås OT(Cl) = −1. I aluminiumsulfid tages udgangspunkt i, at aluminium vil findes
som ionen Al3+ , og heraf bliver OT(Al) = 3. Svovl findes som ionen S 2−, og heraf fås OT(S) = −2.
I de før omtalte molekyler, hvor der ikke indgår hydrogen eller oxygen, giver reglerne heller ikke direkte
mulighed for at bestemme oxidationstal. I sådanne tilfælde kan man benytte samme fremgangsmåde, som
normalt benyttes ved organiske forbindelser (se nedenfor). Herved bliver OT(Cl) = −1 og OT(P) = 3 i
phosphortrichlorid og OT(F) = −1 og OT(S) = 6 i svovlhexafluorid (beregningen kommer efter næste
afsnit).
Regler for tildeling af oxidationstal i organiske forbindelser
Næsten alle organiske forbindelser, som man støder på i gymnasiet, er opbygget af grundstofferne carbon,
hydrogen, nitrogen og oxygen. Molekylerne bindes sammen af elektronparbindinger, hvor elektronerne
deles således, at atomerne har en ædelgaslignende fordeling. For at tildele de enkelte atomer et
oxidationstal i organiske forbindelser, tages udgangspunkt i nedenstående regler. Før oxidationstallene kan
beregnes skal man dog huske på følgende:
Atom
Elektronegativitet
Elektroner i yderste skal
Manglende elektroner i fht. ædelgasreglen
Antal ikke-bindende elektronpar (normalt)
Antal bindinger (normalt)
C
2,5
4
4
0
4
H
2,1
1
1
0
1
N
3,0
5
3
1
3
O
3,5
6
2
2
2
5. I en elektronparbinding tildeles det meste elektronegative atom alle bindingens elektroner.
Fx i en enkeltbinding mellem C og H i et organisk molekyler, tildeles C-atomet begge elektronerne,
og H tildeles ingen elektroner, da carbon har en højere elektronegativitet en hydrogen.
6. I en elektronparbinding mellem to ens atomer, deles elektronerne i bindingen ligeligt mellem de
to atomer.
Fx i en tripelbinding mellem to C atomer, tildeles hvert C-atom 3 elektroner.
7. Oxidationstallet for et atom i en organisk forbindelse beregnes herefter ud følgende formel,
𝐎𝐓(𝐚𝐭𝐨𝐦) = 𝐬 − (𝐭 + 𝐮)
hvor
s svarer til antal elektroner i yderste skal,
t antal elektroner atomet har, efter at det har fået tildelt elektroner efter principperne i 5 og 6
u antal elektroner atomet har som ikke-bindende elektroner.
Eller udtrykt i ord: Oxidationstallet for et atom er lig med antallet af elektroner i yderste skal minus
summen af antal elektroner, som atomet har fået tildelt i bindinger med andre atomer, og antal
ikke-bindende elektroner. Læg mærke til, at en eventuel ladning ikke inddrages i beregningen.
Side 3
December 2015
Et eksempel. Bestem oxidationstal for C, H og O i ethanol.
I bindinger mellem C og H tildeles C begge elektroner (regel 5).
I bindingen mellem O og H tildeles O begge elektroner (regel 5).
I bindingen mellem C og O tildeles O begge elektroner (regel 5).
I bindingen mellem C og C tildeles hvert C atom en elektron (regel 6).
H
H
H
C
C
H
H
H
C
C
elektronprikformel
O
fordeling af
elektroner
xx
H
H
H
H
O
xx
H
H
H
C
C
H
H
xx
H
O
H
xx
H
En prik angiver en elektron i en elektronparbinding, mens xx er elektronpar som ikke indgår i binding.
Nu kan oxidationstal for C, H og O udregnes. Man vil herved opdage, at de to carbonatomer vil få forskellige
oxidationstal. Dette skyldes, at de ikke er bundet til samme typer af atomer. Begge C-atomer har to
bindinger til H-atomer til fælles, hvorfra de begge får tildelt begge elektroner i bindingerne. Desuden har de
en binding imellem sig til fælles, hvori de deler de to elektroner i bindingen. Carbonatom C1 (talt fra
hydroxygruppen) er bundet til et oxygenatom, som er mere elektronegativt end C, og derfor vil O-atomet få
tildelt C-O bindingens elektroner. Til gengæld er carbonatom C2 bundet til et hydrogenatom, som er mindre
elektronegativt end C, og derfor vil C-atomet få tildelt begge C-H bindingens elektroner. Dette vil alt i alt
give to forskellige oxidationstal for de to C-atomer i ethanol. Alle H-atomer har samme oxidationstrin.
OT(C1 ) = 4 − (5 + 0) = −1
OT(C2 ) = 4 − (7 + 0) = −3
OT(H) = 1 − (0 + 0) = 1
OT(O) = 6 − (4 + 4) = −2
Ethanol kan oxideres til ethanal. Laves samme undersøgelse af ethanal som for ethanol, vil man nemt
kunne se, at oxidationen sker ved carbonatom C1, mens C2 har samme oxidationstal som i ethanol.
H
H
H
H
elektronprikformel
C
C
H
H
O
x
H
C
C
x
H
x
Ox
fordeling af
elektroner
x
H
C
C
x
Ox
x
H
H
H
OT(C1 ) = 4 − (3 + 0) = 1
OT(C2 ) = 4 − (7 + 0) = −3
OT(H) = 1 − (0 + 0) = 1
OT(O) = 6 − (4 + 4) = −2
Side 4
December 2015
Af eksemplet ses, at ethanol oxideres til ethanal, fordi carbonatom nr. 1 afgiver 2 elektroner. Der skal
således forekomme et andet atom i reaktionen, som modtager elektronerne, og derfor bliver reduceret.
I biologiske systemer optræder en række vigtige redoxreaktioner, fx fotosyntesen og respirationen. Her
sluttes med et eksempel på, hvordan oxidationstallene bestemmes i nicotinamid-adenin-dinucleotid, som
er en kemisk forbindelse, der indgår i flere redoxreaktioner i biologiske systemer. Forbindelsen findes i to
former. En oxideret form, som betegnes NAD+, og en reduceret form, som betegnes NADH. Det er kun et
udsnit af strukturerne, som tegnes i eksemplet.
H
O
H
x
x x
O
C
C
R
x x
Ox
x
H
C xx H
H
C
C
C
N elektronprikformel
C
C
N
fordeling af
elektroner
C
H
C
H
+ C
+ C
H
N
H
H
N
H
H
x
H
R
H
C
C
C
xx
N
C
C
H
C
+
H
N
H
R
NAD+
(R er en større carbonkæde, men første atom er et C-atom)
oxidationstal beregnes
O
H
For alle H-atomer:
OT(H)= 1
For begge N-atomer:
OT(N)= -3
For O-atomet:
OT(O)= -2
C-atomerne har forskellige oxidationstal
H
H -1 C-1 0 C3
C
C
N
1C
H
+
N
C0
H
H
R
Side 5
H
December 2015
x
H
H
H
C
C
N
H
H
elektronprikformel
H
C
N
H
H
H
C
C
C
H
O
C
R
C
C
C
H
x
xx
N
x x
O
C
H
x
xx
N
H
C
H
H
H
Ox
C
xx
C
C
H
R
C
C
fordeling af
elektroner
x x
C
xx
H
N
H
N
H
R
NADH
(R er en større carbonkæde, men første atom er et C-atom)
oxidationstal beregnes
H
For alle H-atomer:
OT(H)= 1
For begge N-atomer:
OT(N)= -3
For O-atomet:
OT(O)= -2
C-atomerne har forskellige oxidationstal
H
O
H -1 C-2 0 C3
H
C
C
N
0C
H
C0
N
H
H
R
Ud fra ovenstående tildeling af oxidationstal, kan man se, at når NAD+ omdannes til NADH, sker der en
reduktion af to af C-atomerne, mens resten af C-atomerne ikke ændrer oxidationstal. Endvidere sker der
ingen ændring i oxidationstallene for H, N eller O.
I biologiske systemer indgår NAD+ og NADH i en række processer, hvor udveksling af elektroner er en
afgørende del af processernes forløb. Et par eksempler er glycolysen, hvor NAD+ reduceres til NADH, og
respirationskæden, hvor NADH oxideres til NAD+.
Lad os nu vende blikket tilbage til de uorganiske molekyler phosphortrichlorid, PCl3 , og svovlhexafluorid,
SF6 . For at bestemme oxidationstal i disse to forbindelser benyttes regel 5: Chlor og fluor er halogener og
”mangler” en elektron for at have opfyldt ædelgasreglen. Begge halogener er mere elektronegative end
henholdsvis phosphor og svovl. Derfor tildeles Cl og F begge elektroner i bindingerne P-Cl og S-F. Dette
svarer til, at chlor henholdsvis fluor modtager en elektron, hvorved de opfylder ædelgasreglen.
Konsekvensen af denne ”ekstra” elektron er, at OT(Cl) = 7 − 8 = −1 og OT(F) = 7 − 8 = −1. Herefter
kan oxidationstal for henholdsvis phosphor og svovl beregnes ud fra regel 4:
OT(P) + 3 · OT(Cl) = 0 ⇒ OT(P) + 3 · (−1) = 0 ⇔ OT(P) − 3 = 0 ⇔ OT(P) = 3
OT(S) + 6 · OT(F) = 0 ⇒ OT(S) + 6 · (−1) = 0 ⇔ OT(S) − 6 = 0 ⇔ OT(S) = 6
Side 6
H

Oxidationstal og elektronparbindinger

Transcription

Similar documents

Oktet-reglen - WordPress.com

Asfaltbinder - Aalborg Portland

ALK som markør i tumordiagnostik

Artroskopisk subacromial dekompression

LUXOMAT® PD4-M-TRIO-DIM

Fysikrapport Ordkendskabskort

kemiske reaktioner - Inspirationsdag