Behöver vätejoner eller hydroxidjoner vara närvarande för att redox ska ske?

naytte skrev:

Hej!

Jag håller fortfarande på att repetera redoxreaktioner och har en ganska grundläggande fråga. Ofta när man ges en redoxreaktion så specificeras det om omgivningen är basisk eller sur. Är det nödvändigt att den är antingen eller för att en redoxreaktion ska ske? 

Det finns ju ett klassiskt experiment där man för ned en koppartråd i en lösning med silvernitrat. Då detta sker bildas det fast silver på ytan av koppartråden eftersom silvret reduceras av kopparen, enligt:

Cu _(s) + 2Ag⁺ _(aq) →  2Ag _(s) + Cu²⁺ _(aq)

I den här redoxreaktionen finns det inte med några hydroxidjoner eller vätejoner, så här spelade det ingen roll huruvida lösningen var sur eller basisk. Men andra redoxreaktioner, t.ex. den här (obalanserade) reaktionen:

Ag _(s) + Zn²⁺ _(aq) →  Ag₂O _(aq) + Zn _(s)

så måste man veta huruvida lösningen är basisk eller sur. Varför är det så? Kan den här reaktionen inte ske i frånvaro av hydroxid- eller vätejoner? Om svaret är ja, varför behövs det hydroxid- eller vätejoner för vissa redoxreaktioner men inte för andra?

Tack på förhand!

Om vi tittar på permanganatjonen, så är den ett starkt oxidationsmedel. Hur starkt det är beror på om lösningen är basisk, sur eller neutral. Det bildas manganatjoner, manganjoner respektive brunsten i de olika fallen. I alla de tre fallen behövs det att något ämne kan ta hand om syreatomerna (med oxidationstal -II) som "blir över" när Cr(VII) reduceras. Om det bara finns hydroxidjoner krom inte bli av med några syre, utan det kan bildas manganatjoner, men inte mer än så. Om det finns oxoniumjoner kan två sådana koppla ihop sig med varje syre, så att det bildas vatten. Då kan reduktionen gå längre, ända till manganjon.

Jag antar att du menade Mn(VII)?

Men så jag förstår det hela rätt då:

I permanganatjonens fall måste det finnas tillgång till molekyler (här oxoniumjoner) som kan acceptera syreatomerna som släpps då manganet reduceras, medan detta inte var fallet i mitt enkla exempel med silver och koppar?

Men om vi kopplar detta till exemplet i mitt inlägg så är den balanserade reaktionen i basisk lösning:

2Ag _(s) + Zn²⁺ _(aq) + 2OH^- → Ag₂O _(aq) + Zn _(s) + H₂O

"Används" hydroxidjonerna här för att ge bort en syre till silverjonerna och sedan bilda vatten? Dvs. hydroxidjonerna behövs för att silvret ska kunna "få sitt syre"?

(och om lösningen varit sur istället så hade "mekanismen" sett annorlunda ut, men produkterna blivit desamma?)

naytte skrev:

Jag antar att du menade Mn(VII)?

Självklart, krom får väl dessutom inte högre ox.tal än +6?

Men så jag förstår det hela rätt då:

I permanganatjonens fall måste det finnas tillgång till molekyler (här oxoniumjoner) som kan acceptera syreatomerna som släpps då manganet reduceras, medan detta inte var fallet i mitt enkla exempel med silver och koppar?

---

Men om vi kopplar detta till exemplet i mitt inlägg så är den balanserade reaktionen i basisk lösning:

2Ag _(s) + Zn²⁺ _(aq) + 2OH^- → Ag₂O _(aq) + Zn _(s) + H₂O

"Används" hydroxidjonerna här för att ge bort en syre till silverjonerna och sedan bilda vatten? Dvs. hydroxidjonerna behövs för att silvret ska kunna "få sitt syre"?

Nu ser jag att du har skrivit något som inte stämmer. Reaktionen som du har skrivit sker inte spontant, eftersom silver är ädlare än zink.

Oj, hoppsan. 

Låt säga att vi betraktar en lite vardagligare redoxreaktion (som jag av erfarenhet vet sker spontant), bildningen av rost på järnspikar då de utsätts för vatten och fukt. Rost utgörs, enligt Wikipedia, vanligtvis av en blandning av $\displaystyle \mathrm{Fe_{2}O_{3}}$, $\displaystyle \mathrm{FeO(OH)}$ och $\displaystyle \mathrm{Fe(OH)_3}$.

En vanlig reaktion för bildningen av järn(II)oxid verkar vara:

$\displaystyle \mathrm{4Fe + 3O_{2} +nH_{2}O \longrightarrow 2Fe_2O_3} \cdot n\mathrm{H_{2}O}$

Detta verkar vara så bildningen i huvudsak ser ut i en relativt neutral miljö. Men låt säga att miljön istället hade varit sur. Hade reaktion(erna) som leder till bildning av järn(II)oxiden då sett annorlunda ut? Och om miljön istället vore basisk, hade man då sett fler reaktioner där det bildas järnhydroxider istället?

Det vet jag faktiskt inte.

Man använder ett s.k. Pourbaix-diagram för att svara på det. När du läser en kurs i akvatisk kemi får du veta mer om hur man konstruerar dem. Beroende på redoxpotentialen (hur oxiderande lösningen är) så får man Fe2O3 från pH 0 och uppåt. I väldigt sur, oxiderande miljö har man Fe3+ i lösning och vid sur, reducerande miljö har man Fe2+ i lösning. Det finns ett smalt fönster i basiska, reducerande lösningar där man kan få Fe3O4 som produkt. Om det finns andra ämnen i lösningen kan man fälla ut järn som andra föreningar. Jarosit är ett industriellt viktigt exempel vid produktion av zink.

Notera dock att diagrammet visar vad som dominerar (det som främst bildas) vid jämvikt. I praktiken kan du också få andra faser som bildas vid mellansteg i reaktionen. Försöker du fälla ut Fe2O3 kommer du t.ex. få betydande mängder FeOOH i fällningen. Omvandling av FeOOH till Fe2O3 är ett reaktionströgt steg (långsam kinetik) och sker inte förrän man hettar upp FeOOH, även fast omvandlingen är spontan redan vid rumstemperatur.