Kapitel 15: Redoxreaktionen als ... - Hoffmeister.it
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<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
1<br />
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
Verbrennungen sind <strong>Redoxreaktionen</strong>!<br />
Wir führen sie in der Regel wegen der freiwerdenden Energie durch
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
Inhalt<br />
2<br />
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge .................................................................... 1<br />
Inhalt ............................................................................................................................................. 2<br />
Einle<strong>it</strong>ung ...................................................................................................................................... 4<br />
Die Oxidationszahl - eine nützliche Hilfszahl ................................................................................. 5<br />
Molekülionen und Säurerestanionen und ihre Oxidationszahlen ................................................... 6<br />
Metallionen und Nebengruppenelemente haben oft verschiedene Oxidationsstufen ....................8<br />
Ionen welche nur in einer Form vorkommen: ............................................................................ 8<br />
Nicht vergessen oder verwechseln: ........................................................................................... 8<br />
Versuche m<strong>it</strong> Wasserstoffperoxid (H2O2) ..................................................................................... 9<br />
Wozu dienen Oxidationszahlen? Zum Erstellen von Reaktionsgleichungen ...............................10<br />
Oxidation und Reduktion (=Elektronenübertragungsreaktionen) ................................................. 11<br />
a) Verbrennungen m<strong>it</strong> Sauerstoff ............................................................................................ 11<br />
b) „Verbrennungen“ ohne Sauerstoff ....................................................................................... 11<br />
Vergleiche die beiden Reaktionen .............................................................................................. 12<br />
Oxidation und Reduktion - Grundlagen ....................................................................................... 13<br />
Schr<strong>it</strong>te zum Erstellen der Reaktionsgleichungen ....................................................................... 14<br />
Redoxreaktion von Kohlenstoff m<strong>it</strong> Schwefel ............................................................................. <strong>15</strong><br />
Reduktion von Kaliumdichromat m<strong>it</strong> Eisen(II)ionen ..................................................................... 17<br />
Reaktionen m<strong>it</strong> Manganionen ..................................................................................................... 18<br />
Versuche: Reaktionen von KMmO4 ........................................................................................ 18<br />
Vergleich: Reaktion von Permanganationen m<strong>it</strong> Sulf<strong>it</strong>ionen: ................................................... 18<br />
Die Farben der unterschiedlichen Manganionen ..................................................................... 18<br />
Chlordarstellung aus HCl und Permanganat ............................................................................... 19<br />
Übungsaufgaben REDOX ........................................................................................................... 19<br />
Aufgaben und Übungen komplexer <strong>Redoxreaktionen</strong> ................................................................. 20<br />
We<strong>it</strong>ere Beispiele für <strong>Redoxreaktionen</strong> ....................................................................................... 21<br />
<strong>Redoxreaktionen</strong> m<strong>it</strong> Elementen: ............................................................................................ 21<br />
Redoxverhalten der Halogene ................................................................................................. 21<br />
Redoxverhalten von Wasserstoffperoxid ................................................................................. 21<br />
Synproportionierung und Disproportionierung ............................................................................. 22<br />
Aufgaben: .................................................................................................................................. 22<br />
Freiarbe<strong>it</strong> <strong>Redoxreaktionen</strong> I ....................................................................................................... 23<br />
Freiarbe<strong>it</strong> <strong>Redoxreaktionen</strong> II ...................................................................................................... 24<br />
Freiarbe<strong>it</strong> <strong>Redoxreaktionen</strong> III ..................................................................................................... 25<br />
Übungsaufgaben <strong>Redoxreaktionen</strong> ............................................................................................. 26<br />
Bedeutung von Redoxvorgängen ................................................................................................ 27<br />
Sehr wichtige Beispiele aus der Natur: ................................................................................... 27<br />
Beispiele aus der Technik: ...................................................................................................... 27<br />
Versuche zu <strong>Redoxreaktionen</strong> I .................................................................................................. 28<br />
1. Die Reaktionen von Kaliumpermanganat: ........................................................................... 28<br />
5. Eisensulfat reagiert m<strong>it</strong> Silbern<strong>it</strong>rat: ..................................................................................... 28<br />
<strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Nachweisreaktionen von Eisenionen ......................................................... 29<br />
„Chemische Bierherstellung“ ....................................................................................................... 30<br />
Kaliumpermanganatvlukan ......................................................................................................... 30<br />
Sehr schwere Aufgaben .............................................................................................................. 31<br />
Eine seltsame Reaktion .............................................................................................................. 32<br />
Was sind gute Oxidationmisstel und Reduktionm<strong>it</strong>tel? ................................................................ 33<br />
Wenn ein Stoff, die Redoxreaktion seines Partners „provoziert“ ist er offensichtlich ein gutes<br />
M<strong>it</strong>tel dafür. ................................................................................................................................. 33<br />
Wasserstoffperoxid kann sehr gut Stoffe oxidieren, weil es dabei selbst Elektronen aufnimmt und<br />
zu Wasser reagiert! Es wird selbst reduziert, ist <strong>als</strong>o für seinen Partner ein gutes<br />
Oxidationsm<strong>it</strong>tel! ......................................................................................................................... 33<br />
H2O2 + 2I- + 2H+ ⎯→ 2H2O + I2 ........................................................................................... 33<br />
Ox: 2I- ⎯→ 2e- + I2 ....................................................................................................... 33<br />
Red: H2O2 + 2e- + 2H+ ⎯→ 2H2O ........................................................................................ 33<br />
Manganometrie ........................................................................................................................... 34
3<br />
Abschließender Vergleich ......................................................................................................... 35<br />
Wiederholungsfragen, bis der Arzt kommt ;-).............................................................................. 36<br />
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
4<br />
Einle<strong>it</strong>ung<br />
In <strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> 10 hast Du <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Sauerstoffaustauschreaktion kennen gelernt. Das ist ein<br />
gutes Konzept, um viele chemische Reaktionen zu verstehen. Allerdings benötigen wir für einige<br />
komplexere Reaktionen ein we<strong>it</strong>er gefasstes Konzept. Denn so, wie sich die Wissenschaften in<br />
den letzten 200 Jahren entwickelt haben, hat sich auch das Verständnis der Chemiker erwe<strong>it</strong>ert.<br />
Neue Defin<strong>it</strong>ionen waren manchmal notwendig, um alte zu ersetzen!<br />
Diese neue Defin<strong>it</strong>ion von <strong>Redoxreaktionen</strong> wirst Du auf den folgenden Se<strong>it</strong>en kennen lernen.<br />
Als gutes Hilfsm<strong>it</strong>tel dazu haben sich dabei die Oxidationszahlen erwiesen. Sie sind den<br />
Wertigke<strong>it</strong>en ähnlich und helfen chemische Vorgänge besser zu erkennen. Oft wird erst durch die<br />
Bestimmung der Oxidationszahlen einzelner Atome klar, welche chemische Reaktion abläuft.<br />
Regeln findest Du im Folgenden.<br />
Zusatzinformationen:<br />
http://de.wikipedia.org/wiki/Redoxreaktion
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
5<br />
Die Oxidationszahl - eine nützliche Hilfszahl<br />
Oxidationszahlen sind ein Hilfsm<strong>it</strong>tel, auch „gedachte Ladungen“ genannt.<br />
M<strong>it</strong> ihrer Hilfe kann man Veränderungen von Ladungszuständen<br />
in Reaktionsgleichungen besser erkennen.<br />
1. Oxidationszahl werden über den Elementsymbolen <strong>als</strong> römische Ziffer notiert<br />
2. Elemente haben stets die Oxidationszahl 0.<br />
z.B.:<br />
0 0 0<br />
Cl 2 ; H 2 ; Au<br />
3. Sauerstoff bes<strong>it</strong>zt in Verbindungen die Oxidationszahl -II.<br />
II -II I -II IV -II<br />
z.B.: MgO ; H 2 O ; SO 2<br />
4. Wasserstoff bes<strong>it</strong>zt in Verbindungen die Oxidationszahl +I.<br />
I -I I -II -III I<br />
z.B.: HCl ; H 2 O ; NH 3<br />
5. Ionen haben die Oxidationszahl ihrer entsprechenden Ionenladung. Som<strong>it</strong> haben auch<br />
Säurereste die der Ladung entsprechende Oxidationszahl.<br />
-I<br />
+II III -II<br />
z.B.: Mg 2+ ; Fe 3+ ; S 2- ; (NO 3 ) -<br />
6. Die Summen der Oxidationszahl in ungeladenen Molekülen bzw. Verbindungen ergibt immer 0.<br />
7. Die Oxidationszahl der Elemente der ersten 3 Hauptgruppen in Verbindungen (!) ist immer<br />
pos<strong>it</strong>iv und entspricht der Hauptgruppennummer.<br />
I -I II -II III -II<br />
z.B.: NaCl ; MgO ; Al 2 O 3<br />
8. Atome, die Wasserstoff ersetzen erhalten pos<strong>it</strong>ive Vorzeichen.<br />
z.B.:<br />
I -I<br />
I -II<br />
NaCl ; Li 2 O<br />
9. Atome, die Wasserstoff binden erhalten negative Vorzeichen.<br />
I -I I -II -III I<br />
z.B.: HF ; H 2 S ; PH 3<br />
Aufgaben:<br />
1. Bestimme alle Oxidationszahlen: H 2O, MgO, Al 2O 3, NaCl, N 2, NaOH, NH 3, SO 2, CaO, H 2S, SO 3,<br />
K 2O, Na 2CO 3 , N 2O 3 , BaO , Cl 2O 4, Cl – , K 2SnO 3, H 2N 2O 2, CaB 2O 4, Cr 2O 4<br />
2–<br />
, Cr 2O 7<br />
2–<br />
, AsO 4<br />
3–<br />
, MnO 4– ,<br />
HOBr, HBrO 2, HBrO 3, HBrO 4, SCl 2, PCl 3, BCl 3, SnH 4, SbCl 5, SeF 6<br />
Zusatzinformationen: http://de.wikipedia.org/wiki/Oxidationszahlen
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
6<br />
Molekülionen und Säurerestanionen und ihre Oxidationszahlen<br />
Säure:<br />
Säurerest:<br />
HF Fluorwasserstoffsäure F - Fluorid<br />
HCl Chlorwasserstoffsäure Cl - Chlorid<br />
HBr Bromwasserstoffsäure Br - Bromid<br />
HI Iodwasserstoffsäure I - Iodid<br />
H 2S Schwefelwasserstoff(säure) S 2- Sulfid<br />
HNO 3 Salpetersäure (NO 3) - N<strong>it</strong>rat<br />
H 2SO 4 Schwefelsäure (SO 4) 2- Sulfat<br />
H 2CO 3 Kohlensäure (CO 3) 2- Carbonat<br />
H 3PO 4 Phosphorsäure (PO 4) 3- Phosphat<br />
HNO 2 Salpetrigesäure (NO 2) - N<strong>it</strong>r<strong>it</strong><br />
H 2SO 3 Schwefeligesäure (SO 3) 2- Sulf<strong>it</strong><br />
H 3PO 3 Phosphorigesäure (PO 3) 3- Phosph<strong>it</strong><br />
(SO 4) 2– Sulfat (NO 3) – N<strong>it</strong>rat (ClO 4) – Perchlorat<br />
(HSO 4) – Hydrogensulfat (NO 2) – N<strong>it</strong>r<strong>it</strong> (ClO 3) – Chlorat<br />
(SO 3) 2– Sulf<strong>it</strong><br />
(S) 2– Sulfid (NH 4) + Ammonium (MnO 4) – Permanganat<br />
(S 2O 3) 2– Thiosulfat (MnO 4) 2– Manganat<br />
(S 4O 6) 2– Tetrathionat (PO 4) 3– Phosphat<br />
(SCN) – Thiocyanat (HPO 4) 2– Hydrogenphosphat (CrO 4) 2– Chromat<br />
(H 2PO 4) – Dihydrogenphosphat (Cr 2O 7) 2– Dichromat<br />
(CO 3) 2– Carbonat<br />
(HCO 3) – Hydrogencarbonat (OH) – Hydroxid<br />
Beachte: Bei Säureresten reicht es oft die Oxidationszahl des ganzen Moleküls zu bestimmen, da<br />
es meist unverändert aus einer Reaktion hervorgeht.<br />
Zum Beispiel:<br />
Die Säure HCl hat den Säurerest Cl – (Chlorid) ; Oxidationszahl ist -I<br />
Die Säure H 2SO 4 hat den Säurerest (SO 4) 2– (Sulfat) ; Oxidationszahl ist -II<br />
Die Säure H 3PO 4 hat den Säurerest (PO 4) 3– (Phosphat) ; Oxidationszahl ist -III<br />
Prinzip: Die Oxidationszahl der Säurereste entspricht der Anzahl an<br />
Wasserstoffen der entsprechenden Säure (m<strong>it</strong> umgekehrtem Vorzeichen!).
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
7<br />
Aufgaben<br />
1. Bestimme alle Oxidationszahlen:<br />
Cl – , Cu, NH 4Cl, (CO 3) 2– , HBr, KBrO 3, H 2O, O 2, O 2– , NaCl, H 3PO 4, (HPO 4) 2– ,Mg, I 2, C 6H 12O 6, CO 2,<br />
HClO 4, Al 2(SO 4) 3, CU 2+ , H 2SO 4, BaCl 2, AgCl, AgNO 3, AlCl 3, CaCO 3, CaCl 2, Br 2, Fe 2O 3, FeCl 3,<br />
KHSO 4, SO 2, N 2, NaNO 3, NH 3, KI, HCl, (H 2PO 4) – , (HSO 4) 2– , (NO 3) –<br />
2. a) Bestimme die Oxidationszahlen im Säurerest Tetrathionat (S 4O 6) 2– .<br />
b) Sicherlich hast Du bei a) ein ungewöhnliches Ergebnis? Müssen Oxidationszahlen ganzzahlig<br />
sein? Zur Lösung dieser Frage, zeichne die Valenzstrichfolrmel von Tetrathionat. Der Anfang steht<br />
schon dort:<br />
O O<br />
O S – S – S – S O<br />
O O<br />
Erkläre nun, anhand der Elektronegativ<strong>it</strong>äten, welches Element jeweils die Bindungselektronen<br />
bekommt, und zähle dann die verbleibenden Elektronen an den Schwefelatomen. Addiere alle<br />
Werte und teile durch 3. Was bemerkst Du?
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
8<br />
Metallionen und Nebengruppenelemente haben oft verschiedene Oxidationsstufen<br />
häufigste Form<br />
we<strong>it</strong>ere Ionen<br />
Kupferionen Cu 2+<br />
türkis-blau<br />
Cu +<br />
grün<br />
Eisenionen Fe 3+<br />
rot-rostbraun<br />
Fe 2+<br />
grün<br />
Fe 4+<br />
in einigen Enzymen<br />
(z.B. Cytochrom<br />
P450)<br />
Fe 6+<br />
in K 2FeO 4<br />
Chrom Cr 3+<br />
grün<br />
Cr 6+<br />
in (CrO 4) 2–<br />
gelb<br />
Cr 6+<br />
in (Cr 2O 7) 2–<br />
orange<br />
Mangan Mn 7+<br />
in (MnO 4)-<br />
violett<br />
Mn 6+<br />
z.B. in (MnO 4) 2–<br />
grün<br />
Mn 4+<br />
z.B. in MnO 2<br />
braun<br />
Mn 2+<br />
blassgelb-farblo<br />
s<br />
Ionen welche nur in einer Form vorkommen:<br />
Diese Ionen sind eine große Hilfe beim Bestimmen der Oxidationzahlen von Verbindungen!<br />
Silber Ag +<br />
Zink Zn 2+<br />
L<strong>it</strong>hium Li +<br />
Natrium Na +<br />
Kalium K +<br />
Calcium Ca 2+<br />
Magnesium Mg 2+<br />
Fluorid F –<br />
Nicht vergessen oder verwechseln:<br />
Fluor F 2 ox-Zahl: 0<br />
Fluorid F – ox-Zahl: -I<br />
Chlor Cl 2 ox-Zahl: 0<br />
Chlorid Cl – ox-Zahl: -I<br />
Brom Br 2 ox-Zahl: 0<br />
Bromid Br – ox-Zahl: -I<br />
Iod I 2 ox-Zahl: 0<br />
Iodid I – ox-Zahl: -I
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
9<br />
Versuche m<strong>it</strong> Wasserstoffperoxid (H 2O 2)<br />
V1: Eine geschn<strong>it</strong>tene Kartoffel wird m<strong>it</strong> Wasserstoffperoxid in Kontakt gebracht. Das Gas soll<br />
anschließend untersucht werden.<br />
B: Es kommt zu einer starken Gasentwicklung. Der Nachweis durch Glimmspanprobe ist pos<strong>it</strong>iv.<br />
S: Bei der Zersetzung von H 2O 2 entwickelt sich Sauerstoff.<br />
Redoxgleichung: H 2O 2 ⎯⎯→ O 2 + H 2O
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
10<br />
Wozu dienen Oxidationszahlen? Zum Erstellen von Reaktionsgleichungen<br />
Ein einfaches Beispiel <strong>als</strong> Aufgabe:<br />
Chlorwasser (Cl 2) reagiert m<strong>it</strong> FeSO 4 zu einer rostroten Lösung und einem zwe<strong>it</strong>en Stoff,<br />
welcher m<strong>it</strong> Silbern<strong>it</strong>rat einen pos<strong>it</strong>iven Nachweis zeigt. Erstelle die Reaktionsgleichung<br />
und bestimme die unbekannten Stoffe.<br />
1. Aufgabe analysieren. Gegebene Infos auswerten:<br />
Rostrot ⇒ Fe 3+ - Ionen ⇒ Edukt Fe 2+ reagiert zu Produkt Fe 3+<br />
Pos<strong>it</strong>iver Silbern<strong>it</strong>ratnachweis ⇒ Cl – - Ionen ⇒ Edukt Cl 2 reagiert zu 2 Cl –<br />
Offensichtlich reagieren die Sulfationen nicht ⇒ kann man weglassen, erhöht die Übersichtlichke<strong>it</strong>!<br />
2. Vorläufige Gleichung aufstellen:<br />
[ Cl 2 + Fe 2+ ⎯⎯→ Fe 3+ + 2 Cl – ] (da sie noch f<strong>als</strong>ch ist, kommt sie in eckige Klammern!)<br />
3. M<strong>it</strong>hilfe der Oxidationszahlen, die übertragenen Elektronen erm<strong>it</strong>teln und dann die<br />
Teilgleichungen aufstellen:<br />
Red: Cl 2 + 2 e – ⎯⎯→ 2 Cl – (Teilgleichung für die Reduktion)<br />
ox: Fe 2+ ⎯⎯→ Fe 3+ + 1e - (Teilgleichung für die Oxidation)<br />
4. Die Anzahl der bewegten Elektronen muss gleich sein! Man multipliziert entsprechend:<br />
Red: Cl 2 + 2 e – ⎯⎯→ 2 Cl –<br />
ox: 2Fe 2+ ⎯⎯→ 2Fe 3+ + 2e -<br />
5. Zusammenzählen (was auf beiden Se<strong>it</strong>en gleich ist kann weggestrichen werden):<br />
Cl 2 + 2Fe 2+ ⎯⎯→ 2Cl – + 2Fe 3+<br />
6. Ergänzen von fehlenden Ionen<br />
Das Sulfat war an der Reaktion unbeteiligt. Es kann nun ergänzt werden.<br />
Cl 2 + 2Fe 2+ + 2(SO 4) 2– ⎯⎯→ 2Cl – + 2Fe 3+ + 2(SO 4) 2–
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
11<br />
Oxidation und Reduktion (=Elektronenübertragungsreaktionen)<br />
a) Verbrennungen m<strong>it</strong> Sauerstoff<br />
Versuch Beobachtung Schlussfolgerung<br />
1. Entzünden von Fe-Wolle dunkelgraues Reaktionsprodukt ⇒ Verbrennung von Fe<br />
Fe glimmt, Wärmeentwicklung ⇒ exotherme Reaktion<br />
⇒ ein neuer Stoff ist entstanden<br />
2. Verbrennung von siehe V1, Reaktion ist heftiger ⇒ Sauerstoff ist d. Reaktionspartner<br />
Fe-Wolle in reinem O 2<br />
4Fe + 3O 2 ⎯⎯→ 2Fe 2O 3 + E<br />
3. Entzünden von Al-Pulver Lichtbl<strong>it</strong>z, weißes Produkt ⇒ Al verbrennt m<strong>it</strong> Sauerstoff<br />
4Al + 3O 2 ⎯⎯→ 2Al 2O 3 + E<br />
Bisherige Defin<strong>it</strong>ion von Antoine Laurent de Lavoisier (1743 - 1794, m<strong>it</strong> Guillotine<br />
hingerichtet):<br />
Die Vereinigung eines Elementes m<strong>it</strong> Sauerstoff nennt man Oxidation. Das Element wird<br />
dabei oxidiert, Sauerstoff ist das Oxidationsm<strong>it</strong>tel. Verbrennungen sind ein Spezialfall der<br />
Oxidation, bei denen Licht und Wärme freiwerden 1 .<br />
Die Umkehrung der Oxidation wird Reduktion genannt. Sie ist die Abgabe von Sauerstoff.<br />
b) „Verbrennungen“ ohne Sauerstoff<br />
Versuch Beobachtung Schlussfolgerung<br />
1. Reaktion von Al in Br 2 - Al verbrennt ⇒ exotherme Reaktion<br />
- weißer Feststoff <strong>als</strong> Produkt ⇒ ein neuer Stoff ist entstanden<br />
2Al + 3Br 2 ⎯⎯→ 2AlBr 3 + E<br />
Stellt man nun die beiden letzten Reaktionen gegenüber, so sieht man, dass sie recht ähnlich sind.<br />
Es entstehen weiße Produkte unter Flammenerscheinung.<br />
Ist die zwe<strong>it</strong>e Reaktion dann etwa keine Redoxreaktion?<br />
4Al + 3O 2 ⎯⎯→ 2Al 2O 3 + E<br />
2Al + 3Br 2 ⎯⎯→ 2AlBr 3 + E<br />
Eine Gemeinsamke<strong>it</strong> beider Reaktionen ist das Aluminium. Betrachtet man nun die<br />
Valenzelektronen (=Außenelektronen) genauer, so sieht man, dass Al 3 Außenelektronen hat.<br />
⇒ In beiden Salzen hat Al eine 3fach pos<strong>it</strong>ive Ionenladung.<br />
Gemeinsamke<strong>it</strong>: ox: Al ⎯⎯→ Al 3+ + 3e –<br />
Eine Elektronenabgabe wird <strong>als</strong> Oxidation bezeichnet. Die Elektronen werden vom<br />
Oxidationsm<strong>it</strong>tel aufgenommen (neuere, allgemeinere Defin<strong>it</strong>ion)<br />
Elektronen können aber nicht einfach so abgegeben werden. Es ist ein Reaktionspartner<br />
notwendig, der die Elektronen aufnimmt. Die Elektronenaufnahme wird <strong>als</strong> Reduktion<br />
bezeichnet. Die Elektronen werden vom Reduktionsm<strong>it</strong>tel abgegeben.<br />
Oxidation = Elektronenabgabe<br />
Reduktion = Elektronenaufnahme<br />
Oxidationsm<strong>it</strong>tel = Stoff der e - aufnimmt, (Elektronenakzeptor)<br />
Reduktionsm<strong>it</strong>tel = Stoff der e - aufnimmt, (Elektronendonator)<br />
Reduktion und Oxidation laufen immer gleichze<strong>it</strong>ig ab. Man spricht von <strong>Redoxreaktionen</strong>.<br />
Bei <strong>Redoxreaktionen</strong> werden Elektronen von einem Teilchen auf ein anderes übertragen.<br />
<strong>Redoxreaktionen</strong> sind <strong>als</strong>o Elektronenübertragungsreaktionen.<br />
1<br />
Die drei Oxidationsformen, geordnet nach ihrer Reaktionsgeschwindigke<strong>it</strong>: Explosion, Verbrennung, stille Oxidation (z.B. Rosten)
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
12<br />
Vergleiche die beiden Reaktionen<br />
V: Magnesiumband entzünden und dann (V2) während es brennt, ein Glas darüber stellen.<br />
Es reagieren <strong>als</strong>o Mg und N 2!<br />
B: S:<br />
I) Magnesiumband brennt an der Luft, Flamme ⇒ Es findet eine Oxidation m<strong>it</strong> Sauerstoff <strong>als</strong> Partner<br />
statt:<br />
2Mg + O 2 ⎯→ 2MgO<br />
Weißes Produkt<br />
Magnesium <strong>als</strong> Metall reagiert zum Mg 2+ -Ion<br />
⇒ Abgabe von Elektronen ⇒ Oxidation<br />
Die nun freien Elektronen werden von Sauerstoff<br />
aufgenommen. Ein O nimmt dabei 2e – auf und<br />
reagiert zu O 2– .<br />
⇒ Sauerstoff wird reduziert!<br />
Insgesamt werden 6 e – bewegt.<br />
Das Produkt der ersten Reaktion ist Magnesiumoxid.<br />
II) Das Magnesiumband brennt we<strong>it</strong>er, obwohl<br />
der Sauerstoff unter dem Glas schnell<br />
verbraucht sein müsste<br />
⇒ Ein anderer Partner reagiert m<strong>it</strong> Magnesium. Es<br />
kommt nur noch Luftstickstoff in Frage:<br />
3Mg + N 2 ⎯→ Mg 3N 2<br />
Gelbgraues Produkt<br />
Magnesium <strong>als</strong> Metall reagiert zum Mg 2+ -Ion<br />
⇒ Abgabe von Elektronen ⇒ Oxidation<br />
Die nun freien Elektronen werden von Stickstoff<br />
aufgenommen. Ein O nimmt dabei 2e – auf und<br />
reagiert zu O 2– .<br />
⇒ Stickstoff wird reduziert!<br />
Insgesamt werden 6 e – bewegt.<br />
Das Produkt der zwe<strong>it</strong>en Reaktion ist<br />
Magnesiumn<strong>it</strong>rid.<br />
In beiden Fällen fand ein Austausch von Elektronen statt. Insofern sind beide Reaktionen<br />
<strong>Redoxreaktionen</strong>!<br />
Zusatzinformationen:<br />
http://de.wikipedia.org/wiki/Magnesiumn<strong>it</strong>rid
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
13<br />
Oxidation und Reduktion - Grundlagen<br />
V: Vergleich von Sauerstoffoxidation m<strong>it</strong> ähnlicher Reaktion bei Magnesium. Beurteile, ob auch die<br />
anderen Reaktionen Rdoxreaktionen sind!<br />
Lasse Magnesium jeweils m<strong>it</strong> Schwefel, Sauerstoff und (vom Lehrer gezeigt) m<strong>it</strong> Brom reagieren:<br />
B: Die Reaktionen verlaufen ähnlich heftig und bringen vergleichbare Produkte hervor.<br />
S: 2 Mg + O 2 ⎯⎯→ 2 MgO<br />
Mg + Br 2 ⎯⎯→ MgBr 2<br />
Mg + S ⎯⎯→ MgS<br />
Die alte Defin<strong>it</strong>ion von früher:<br />
Oxidation: Reaktion zwischen Sauerstoff und einem Reaktionspartner (Sauerstoffaufnahme)<br />
Reduktion: Sauerstoffabgabe aus sauerstoffhaltigen Verbindungen<br />
(Reaktion, bei dem aus einem Metalloxid das Metall gewonnen wird.)<br />
Bei diesen Reaktionen entsteht das zweifach pos<strong>it</strong>iv geladene Magnesiumion (Kation) und negativ<br />
geladene Anionen (O 2- , Br - , S 2- ).<br />
Gemeinsamke<strong>it</strong> aller Reaktionen: Das Magnesiumion wird zum zweifach pos<strong>it</strong>iv geladenen<br />
Magnesiumion und gibt in allen drei Fällen Elektronen ab:<br />
Mg ⎯⎯→ Mg 2+ + 2 e -<br />
Aus O 2, Br 2 und S entstehen negativ geladene Anionen<br />
O 2 + 4 e - ⎯⎯→ 2 O 2–<br />
Br 2 + 2 e - ⎯⎯→ 2 Br –<br />
S + 2 e - ⎯⎯→ S 2–<br />
Die neue Defin<strong>it</strong>ion, m<strong>it</strong> der ab jetzt nur noch gearbe<strong>it</strong>et wird:<br />
Oxidation = Elektronenabgabe Oxidationsm<strong>it</strong>tel = Stoff der e - aufnimmt<br />
Reduktion = Elektronenaufnahme<br />
Reduktionsm<strong>it</strong>tel = Stoff der e - aufnimmt<br />
Reduktion und Oxidation laufen immer gleichze<strong>it</strong>ig ab. Man spricht von <strong>Redoxreaktionen</strong>.<br />
Bei <strong>Redoxreaktionen</strong> werden Elektronen von einem Teilchen auf ein anderes übertragen.<br />
Die Oxidationszahl gibt an wieviele Elektronen ein Atom aufgenommen oder abgegeben hat.<br />
Aufgaben:<br />
1. Wann liegt eine Redoxreaktion vor?<br />
- <strong>Redoxreaktionen</strong> liegen vor, wenn sich die Oxidationszahlen von Atomen ändern.<br />
2. Wie erm<strong>it</strong>telt man die Oxidationszahl eines Atoms?<br />
3. Welche (pos<strong>it</strong>ive) Oxidationszahl kann ein Element höchstens haben? (Bsp. Chlor)<br />
4. Wie kann man diese höchste OZ erreichen? => Verbindungen m<strong>it</strong> Elementen höherer EN.
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
14<br />
Schr<strong>it</strong>te zum Erstellen der Reaktionsgleichungen<br />
Die folgenden Schr<strong>it</strong>te sollen für Dich ein Rezept darstellen, nach dem Du vorgehen sollst, wenn<br />
Du in Zukunft Reaktionsgleichungen für komplexe <strong>Redoxreaktionen</strong> aufstellst.<br />
Bei den einfachen Aufgaben auf diesem Zettel kannst Du den Schr<strong>it</strong>t 5 & 6 noch überspringen.<br />
Eine Warnung für alle Schnellrechner:<br />
Überspringst Du einen Schr<strong>it</strong>t, wird das Ergebnis in der Regel f<strong>als</strong>ch sein!<br />
1. Unvollständige Gleichung aus dem Experiment aufstellen<br />
(Ausgangsstoffe ⎯regieren zu→ Produkten)<br />
2. Oxidationszahlen erm<strong>it</strong>teln (und über jedes Element<br />
schreiben)<br />
3. Unvollständige Teilgleichungen für die Oxidation und die<br />
Reduktion aufstellen (nicht vergessen bere<strong>it</strong>s jetzt auf die<br />
gleiche Anzahl an Atomen auf beiden Se<strong>it</strong>en zu achten!)<br />
4. Anzahl der jeweils aufgenommenen oder abgegebenen e -<br />
erm<strong>it</strong>teln (und in die Teilgleichung schreiben)<br />
5. Ladungsausgleich durchführen:<br />
- in alkalischer Lösung m<strong>it</strong> (OH) - (=Hydroxidionen)<br />
- in saurer Lösung durch (H 3O) + (=Oxoniumionen) (oder auch notfalls m<strong>it</strong> H + )<br />
6. Ausgleich der Stoffbilanz m<strong>it</strong> Wasser (H 2O)<br />
7. Elektronenanzahl der Teilgleichungen untereinander durch Multiplikation ausgleichen<br />
8. Teilgleichungen „addieren“ und so die Gesamtgleichung aufstellen. Fast fertig! :-)<br />
9. Überlegen, ob Energie benötigt oder freigesetzt wird<br />
10. Überprüfung der Gleichung durch Probe<br />
(Dazu zählt man wie oft jedes Element und jede Ladung auf beiden Se<strong>it</strong>en vorkommt - die<br />
Zahlen müssen immer gleich sein!)<br />
11. (Dieser Schr<strong>it</strong>t ist nicht unbedingt notwendig) Die in der fertigen Reaktionsgleichung<br />
stehenden Ionen wieder m<strong>it</strong> ihren entsprechenden Partnern (welche nicht reagiert haben)<br />
verbinden.<br />
Tipps (die Du eigentlich schon aus den letzten <strong>Kap<strong>it</strong>el</strong>n kennst):<br />
1. Nur Wasserstoff, Stickstoff, Sauerstoff und die Elemente der 7. HG kommen <strong>als</strong> zweiatomiges<br />
Element vor: ⇒ H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 (es gibt <strong>als</strong>o niem<strong>als</strong> Fe 2 oder Al 4 <strong>als</strong> Element!).<br />
(Für gute Schüler: Es gibt we<strong>it</strong>ere Ausnahmen: O 3, P 4, S 2, S 8 usw.)<br />
2. Wichtig: Überlege Dir immer gut, ob die Formel, die Du erstellt hast, überhaupt logisch ist und<br />
sie Dir bekannt vorkommt. Ein einfaches Zusammenzählen aller Atome ist nämlich nur sehr<br />
selten die richtige Lösung: z.B. verbrennt CH 4 + O 2 nicht zu CH 4O 2, sondern zu CO 2 + H 2O<br />
(Kohlenstoffdioxid und Wasser!).<br />
Wenn ein Element, ein Ion oder ein Molekühl e - AUFnimmt ist das eine REDuktion.<br />
Wenn ein Element, ein Ion oder ein Molekühl e - ABgibt ist es eine Oxidation.<br />
Einfache Aufgaben:<br />
Erstelle die Reaktionsgleichungen der folgenden Reaktionen und entscheide, ob es <strong>Redoxreaktionen</strong><br />
sind. Bedenke: <strong>Redoxreaktionen</strong> liegen vor, wenn sich die Oxidationszahlen von<br />
Atomen ändern.<br />
1) Verbrennung von Fe zu Fe 2O 3<br />
2) Vereinigung von Aluminium m<strong>it</strong> Fluor zum Salz<br />
3) Verbrennung von Methan (CH 4)<br />
4) Mg reagiert m<strong>it</strong> Brom [Br 2] zum entsprechenden Bromid<br />
5) Bildung von P 4O 10 aus den Elementen
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
<strong>15</strong><br />
Redoxreaktion von Kohlenstoff m<strong>it</strong> Schwefel<br />
V B S<br />
Kohlenstoff in konzentrierter<br />
Schwefelsäure kochen<br />
- Kohlenstoff „verschwindet“<br />
- Geruch nach Schwefeldioxid<br />
⇒ Kohlenstoff hat reagiert<br />
⇒ es ist Schwefeldioxid<br />
entstanden<br />
⇒ konzentrierte Schwefelsäure<br />
ist ein Oxidationsm<strong>it</strong>tel<br />
Tipp zum Lösen der Gleichungen:<br />
Säuren, immer wenn immer möglich, zu Ionen dissozieren!<br />
C + 2H 2SO 4 ⎯⎯→ 2SO 2 + CO 2<br />
⇒ Aufspalten in Ionen<br />
⇒ C + 2H + + 2(SO 4) 2- ⎯→ 2SO 2 + CO 2<br />
Teilgleichungen:<br />
0 IV<br />
ox: C + 2 H 2O ⎯⎯→ CO 2 + 4e - + 4H +<br />
IV -IV<br />
red: SO 4<br />
2-<br />
+ 2e - + 4H + ⎯⎯→ SO 2 + 2H 2O | 2<br />
Redox: C + 2H 2SO 4 ⎯⎯→ 2SO 2 + CO 2 + 2H 2O<br />
Dam<strong>it</strong> man nicht nachträglich durcheinander kommt, wird die erste, ursprüngliche Gleichung - die<br />
ja im Grunde f<strong>als</strong>ch ist und nur ein erster Entwurf war - in Klammern gesetzt.<br />
Ohne Teilgleichungen kann man die Reaktionsgleichung für derart<br />
komplexe Reaktion nicht korrekt erstellen!<br />
Aus dem Experiment kann man die Reaktionsprodukte bestimmen. Erst durch die<br />
Reaktionsgleichung kann man überprüfen, ob es theoretisch möglich ist,<br />
das Produkt zu bilden.<br />
Merke: Für Teilgleichungen nach Möglichke<strong>it</strong> vollständige Verbindungen notieren und dann<br />
den Stoff und Ladungsausgleich nur m<strong>it</strong> H + , OH - oder H 2O durchführen!<br />
Grund: diese Stoffe sind leicht durch Wasser, Säure oder Lauge zuzufügen, bzw. durch<br />
natürliche Vorgänge schon vorhanden! Ein Ausgleichen m<strong>it</strong> O 2- ist niem<strong>als</strong> möglich!
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
16<br />
Aufgaben:<br />
1. Thiosulfationen (S 2O 3) 2- reagieren in Gegenwart von Kupfer(II)ionen m<strong>it</strong> Wasser zu Sulfationen<br />
und Kupfer. Erstelle die passende Teilgleichung und bestimme Oxidation und Reduktion.<br />
2. Eine Kupfermünze reagiert m<strong>it</strong> Salpetersäure heftig unter Bildung des giftigen Stickstoffdioxids.<br />
Stelle die Reaktionsgleichung auf:<br />
Lösungen:<br />
1. ox: (S 2O 3) 2- + 5H 2O ⎯→ 2 (SO 4) 2- + 10H + + 8e -<br />
red: Cu 2+ +2e – ⎯→ Cu<br />
2. Folgende Schr<strong>it</strong>te solltest Du nach und nach erarbe<strong>it</strong>et haben:<br />
1. Ausgangsstoffe, Endstoffe: Cu, + HNO 3 ⎯→ NO 2 + CuO<br />
2. Oxidationszahlen bestimmen<br />
3. Teilgleichungen aufstellen<br />
ox: Cu ⎯→ CuO<br />
red: HNO 3 ⎯→ NO 2<br />
4. Elektronenanzahl der jeweils aufgenommenen oder abgegebenen e - erm<strong>it</strong>teln<br />
ox: Cu ⎯→ CuO + 2 e-<br />
red: HNO 3 + e - ⎯→ NO 2<br />
5. Ladungssumme ausgleichen<br />
Cu ⎯→ CuO + 2 H 3O + 2 e -<br />
HNO 3 + H 3O + + e - ⎯→ NO 2<br />
6. Stoffbilanz m<strong>it</strong> Wasser Cu + 3 H 2O ⎯→ CuO + 2 H 3O + 2 e -<br />
HNO 3 + H 3O + + e - ⎯→ NO 2 + 2 H 2O<br />
7. Elektronenzahlen der Teilgleichungen untereinander ausgleichen (Reduktion mal 2)<br />
Cu + 3 H 2O ⎯→ CuO + 2 H 3O + 2 e -<br />
2HNO 3 + 2H 3O + + 2e - ⎯→ 2NO 2 + 4 H 2O<br />
8. Teilgleichungen addieren (e - , H 2O, H 3O + „kürzen“)<br />
Cu + 2HNO 3 ⎯→ CuO + 2NO 2 + H 2O<br />
9. Überlegen, ob Energie benötigt oder freigesetzt wird<br />
Cu + 2HNO 3 ⎯→ CuO + 2NO 2 + H 2O + E<br />
10.Probe<br />
Cu: 1/1<br />
H: 2/2<br />
O: 6/6<br />
N: 2/2
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
17<br />
Reduktion von Kaliumdichromat m<strong>it</strong> Eisen(II)ionen<br />
V B S<br />
(Cr 2O 7) 2- + Fe 2+ Die orange Lösung färbt sich grün ⇒ es ist Cr 3+ entstanden.<br />
Diese sind für die Grünfärbung<br />
verantwortlich.<br />
Stelle die Reaktionsgleichung auf und benenne die Produkte!<br />
Lösung - Kurzform:<br />
1. (Cr 2O 7) 2- ⎯→ 2 Cr 3+ ; Fe 2+ ⎯→ Fe 3+<br />
2. VI -II II III III<br />
(Cr 2O 7) 2- + Fe 2+ ⎯→ Cr 3+ + Fe 3+<br />
3. ox: Fe 2+ ⎯→ Fe 3+ + e -<br />
red: Cr 2O 7 2- + 6e - ⎯→ 2Cr 3+<br />
4. ox: Fe 2+ ⎯⎯→ Fe 3+ + e -<br />
(Cr 2O 7) 2- + 6e - 14H 3O + ⎯⎯→ 2Cr 3+<br />
5. ox: Fe 2+ ⎯⎯→ Fe 3+ + e -<br />
(Cr 2O 7) 2- + 6e - 14 H 3O + ⎯⎯→ 2Cr 3+ + 21H 2O<br />
6. ox 6<br />
Cr 2O 7 2- + 6Fe 2+ 14H 3O + ⎯⎯→ 2Cr 3+ + 21 H 2O + 6Fe 3+ +E
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
18<br />
Reaktionen m<strong>it</strong> Manganionen<br />
Mangan ist ein Element, welches in vielen verschiedenen Oxidationsstufen vorkommen kann.<br />
Dadurch sind sehr viele Reaktionen möglich. M<strong>it</strong> Sulf<strong>it</strong>ionen (beispielsweise aus schwefliger<br />
Säure) reagiert es unterschiedlich je nach Säuregrad.<br />
Versuche: Reaktionen von KMmO4<br />
V1: Manganionen (Mn 2+ ) reagieren im alkalischen Milieu m<strong>it</strong> H 2O 2 zu MnO 2.<br />
V2: Zu einer violetten Lösung von Kaliumpermanganat wird Natriumsulf<strong>it</strong>lösung getropft.<br />
2 (MnO 4) – + 3(SO 3) 2– + H 2O ⎯→ 2MnO 2 + 3(SO 4) 2– + 2(OH) – +E<br />
V3: Reaktion von Permanganationen m<strong>it</strong> Sulf<strong>it</strong>ionen im alkalischen Milieu:<br />
2 (MnO 4) – + (SO 3) 2– + 2(OH) – ⎯→ 2(MnO 4) 2– + (SO 4) 2– + H 2O +E<br />
V4: Reaktion von Permanganationen m<strong>it</strong> Sulf<strong>it</strong>ionen im sauren Milieu:<br />
2 (MnO 4) – + 5(SO 3) 2– + 6(H 3O) + ⎯→ 2Mn 2+ + 5(SO 4) 2– + 9H 2O +E<br />
Vergleich: Reaktion von Permanganationen m<strong>it</strong> Sulf<strong>it</strong>ionen:<br />
1. In saurem Milieu: 2 (MnO 4) – + 5(SO 3) 2– + 6(H 3O) + ⎯→ 2Mn 2+ + 5(SO 4) 2– + 9H 2O +E<br />
2. In alkalischem Milieu: 2 (MnO 4) – + (SO 3) 2– + 2(OH) – ⎯→ 2(MnO 4) 2– + (SO 4) 2– + H 2O +E<br />
3. In neutraler Lösung: 2 (MnO 4) – + 3(SO 3) 2– + H 2O ⎯→ 2MnO 2 + 3(SO 4) 2– + 2(OH) – +E<br />
zu 2.) Erklärungen zu 2: Permanganat (VII) zu Manganat (VI)<br />
Red: MnO 4<br />
-<br />
+ e - ⎯→ MnO4 2- I·2<br />
Ox: SO 3<br />
2-<br />
+ 2 OH - ⎯→ SO 4<br />
2-<br />
+ H 2O + 2 e -<br />
2 (MnO 4) – + (SO 3) 2– + 2(OH) – ⎯→ 2(MnO 4) 2– + (SO 4) 2– + 2H 2O +E<br />
Dam<strong>it</strong> die Gleichung im Labor möglich ist, müssen die Kationen ergänzt werden, so dass man<br />
weiß, welche Salze man verwenden kann<br />
2 KMnO 4 + Na 2SO 3 + 2 KOH ⎯→ 2 K 2MnO 4 + Na 2SO 4 + H 2O + E<br />
Die Farben der unterschiedlichen Manganionen<br />
Mn 7+ (VII) - z.B. (MnO 4) - ist violett<br />
Mn 6+ (VI) - z.B. (MnO 4) 2- ist grün<br />
Mn 4+ (IV) - z.B. (MnO 2) ist braun (MnO 2=Braunstein)<br />
Mn 2+ (II) - z.B. MnO ist farblos<br />
Zusatzinformationen:<br />
http://de.wikipedia.org/wiki/Mangan
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
19<br />
Chlordarstellung aus HCl und Permanganat<br />
[KMnO 4 + HCl -> MnCl 2 + Cl 2 + K + ]<br />
ox: 2Cl - ⎯→ Cl 2 + 2e – | · 5<br />
red: (MnO 4) – + 5e – + 8H + ⎯→ Mn 2+ + 4H 2O | · 2<br />
Redox: 2(MnO 4) – + 16H + + 10Cl –- ⎯→ 2 Mn 2+ + 5Cl 2 + 8 H 2O +E<br />
Übungsaufgaben REDOX<br />
Stelle für alle angegebenen Reaktionen die Teilgleichungen für die Oxidation, Reduktion und die<br />
gesamte Redoxgleichung auf. Kennzeichne auch Reduktionsm<strong>it</strong>tel und Oxidationsm<strong>it</strong>tel!<br />
1. Aluminium bildet m<strong>it</strong> Chlorgas das Salz Aluminiumchlorid.<br />
2. Chlorgas reagiert m<strong>it</strong> Ammoniak. Dabei entstehen Stickstoff und Chlorwasserstoffgas.<br />
3. Schwefelwasserstoff und Chlorwasser werden vermischt und zur Reaktion gebracht. Es<br />
entstehen Chloridionen und ein gelber Feststoff.
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
20<br />
Aufgaben und Übungen komplexer <strong>Redoxreaktionen</strong><br />
1. Erstelle die Reaktionsgleichung für die Reaktion von Sulf<strong>it</strong> m<strong>it</strong> Permanganationen im sauren<br />
Milieu zu Sulfat und Mangan(II)ionen.<br />
Ox: (SO 3) 2– + 3H 2O ⎯⎯→ (SO 4) 2– + 2e – + 2H 3O + | ·5<br />
red: (MnO 4) – + 5e – + 8H 3O + ⎯⎯→ Mn 2+ + 12H 2O | ·2<br />
Redox: 5(SO 3) 2– + 6H 3O + + 2(MnO 4) – ⎯⎯→ 5(SO 4) 2– + 2Mn 2+ + 9H 2O<br />
2. Wenn man ein Magnesiumblech in Zinkionenlösung hält, bildet sich auf der Oberfläche ein<br />
grauer Niederschlag. Stelle die Reaktiongleichung auf und benenne alle Produkte.<br />
3. Farblose Manganionen (Mn 2+ ) reagieren im alkalischen Milieu m<strong>it</strong> H 2O 2 zu MnO 2. Erstelle die<br />
RG.<br />
Red.: H 2O 2 + 2e – ⎯⎯→ 2OH –<br />
Ox.: Mn 2+ + 4OH – ⎯⎯→ MnO 2 + 2H 2O + 2e –<br />
Mn 2+ + H 2O 2 + 2OH – ⎯⎯→ MnO 2 + H 2O<br />
4. N<strong>it</strong>r<strong>it</strong> aus dem Salz Kaliumn<strong>it</strong>r<strong>it</strong> wird in saurem Milieu m<strong>it</strong> Kaliumpermanganat <strong>als</strong><br />
Reaktionspartner zu N<strong>it</strong>rat oxidiert.<br />
a) Erstelle die Reaktionsgleichung.<br />
b) Vervollständige: Kaliumpermanganat ist ein sehr gutes ...................-M<strong>it</strong>tel.<br />
5. Bei der Reaktion von Mangan(IV)-oxid (die römische M<strong>it</strong>telziffer gibt die Oxidationszahl an!) m<strong>it</strong><br />
Salzsäure entsteht elementares Chlor sowie Mangan(II)-chlorid. Erstelle die Reaktionsgleichung.<br />
6. Zu einer violetten Lösung von Kaliumpermanganat wird Natriumsulf<strong>it</strong>lösung getropft. Dabei<br />
entstehen braune Mangan(IV)-Ionen und Sulfat.<br />
a) Welcher Stoff wirkt hier <strong>als</strong> Oxidationsm<strong>it</strong>tel?<br />
b) Erstelle die Reaktionsgleichung.<br />
7. Bei einer Reaktion reagieren Sulfidionen (S 2- ) zum Schwefeloxid (SO). Dabei handelt es sich um<br />
keine Oxidation, da die Oxidationszahl des Schwefels in beiden Verbindungen 2 ist! Stimmt diese<br />
Aussage? (Begründe).<br />
8. Reagiert Chlor m<strong>it</strong> Natronlauge so entstehen Chlorid und Hypochlorid (OCl - ).<br />
a) Erstelle die Reaktionsgleichung<br />
b) Wieso läuft eine vergleichbare Reaktion m<strong>it</strong> Brom, aber nicht m<strong>it</strong> Fluor ab?<br />
Zusatzinformationen:<br />
http://de.wikipedia.org/wiki/Redoxreaktion
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
21<br />
We<strong>it</strong>ere Beispiele für <strong>Redoxreaktionen</strong><br />
<strong>Redoxreaktionen</strong> m<strong>it</strong> Elementen:<br />
V: Mg + S , Mg + O, (Mg + Br 2)<br />
B: Übliche heftige Reaktionen, m<strong>it</strong> salzartigen Produkten<br />
S:<br />
Mg + O 2 ⎯⎯→ MgO +E<br />
Mg + Br 2 ⎯⎯→ MgBr 2 +E<br />
Mg + S ⎯⎯→ MgS +E<br />
Das Mg-Atom reagiert bei <strong>Redoxreaktionen</strong> zum zweifach pos<strong>it</strong>iv geladenen Mg 2+ - Ion<br />
ox: Mg ⎯⎯→ Mg 2+ + 2 e -<br />
Aus O 2, Br 2 und S entstehen negativ geladene Anionen.<br />
red: O 2 + 4 e - ⎯⎯→ 2 O 2-<br />
red: Br 2 + 2 e - ⎯⎯→ 2 Br -<br />
red: S + 2 e - ⎯⎯→ S 2-<br />
In allen drei Fällen gibt Magnesium Elektronen ab und wird zum Mg 2+ -Ion.<br />
Diese Elektronenabgabe bezeichnet man <strong>als</strong> Oxidation. Die Elektronenaufnahme der<br />
Reaktionspartner nennt man Reduktion.<br />
Redoxverhalten der Halogene<br />
Cl 2-Wasser + Hexan ⎯⎯→ Hexan färbt sich gelb<br />
Br 2-Wasser + Hexan ⎯⎯→ Hexan färbt sich braun<br />
I 2-Wasser + Hexan ⎯⎯→ Hexan färbt sich violett<br />
Redoxverhalten von Wasserstoffperoxid<br />
V: H 2O 2 auf Kartoffel tropfen. Beobachten<br />
B: deutliche Gasentwicklung, Nachweis durch Glimmspanprobe<br />
S: Bei der Zersetzung von H 2O 2 entwickelt sich Sauerstoff<br />
-I -II<br />
red: O + e - ⎯→ O | ·2<br />
-I 0<br />
ox: 2O ⎯→ O 2 + e -<br />
2H 2O 2<br />
⎯→ O 2 + 2H 2O + E<br />
Aufgaben:<br />
1. Definiere Oxidationsm<strong>it</strong>tel und Reduktionsm<strong>it</strong>tel<br />
2. Kann ein Element in zwei verschiedenen Reaktionen <strong>als</strong> Oxidationsm<strong>it</strong>tel bzw. <strong>als</strong><br />
Reduktionm<strong>it</strong>tel reagieren?<br />
3. Fluorid hat immer die Oxidationszahl -I. Erkläre m<strong>it</strong> dieser Tatsache, ob Fluor (!) <strong>als</strong><br />
Reduktionsm<strong>it</strong>tel oder Oxidationsm<strong>it</strong>tel reagiert.
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
22<br />
Synproportionierung und Disproportionierung<br />
a) Synproportionierung:<br />
Ein Element liegt in zwei Verbindungen vor und reagiert so, dass nur eine Verbindung oder ein<br />
Element entsteht, welches gleichze<strong>it</strong>ig das Produkt einer Oxidation und einer Reduktion ist.<br />
z.B.: Synproportionierung von Schwefel<br />
2 H 2S + SO 2 ⎯⎯→ 3 S + 2 H 2O<br />
b) Disproportionierung:<br />
Ein Element wird gleichze<strong>it</strong>ig oxidiert und reduziert.<br />
z.B.: Disproportionierung von Brom<br />
3 Br 2 + 6 OH – ⎯⎯→ 5 Br –- + BrO 3<br />
–<br />
+ 3H 2O<br />
Aufgaben:<br />
1) Synproportionierung von Mangan:<br />
Folgende Reaktion läuft ab: Mangansulfat und Kaliumpermanganat reagieren zu Mangan-(IV)-Oxid<br />
und einem we<strong>it</strong>eren Stoff. Erstelle die Reaktionsgleichung (im sauren und im alkalischen Milieu! )<br />
und benenne den Stoff:<br />
Lösung:<br />
Vorläufige Gleichung: [MnSO 4 + K(MnO 4) ⎯→ MnO 2 + ]<br />
Es reagiert in beiden Fällen das Manganion. Sulfat und Kaliumionen sind unbeteiligt, können <strong>als</strong>o<br />
erstmal weggelassen werden.<br />
Tipp: Die Manganverbindungen MnO 2 und (MnO 4) – enthalten nur Sauerstoff. Diese Verbindungen<br />
sollten <strong>als</strong>o zusammenhängend betrachtet werden.<br />
Im sauren Milieu:<br />
ox.: Mn 2+ + 2H 2O ⎯→ MnO 2 + 2e – + 4H + | · 3<br />
red.: (MnO 4) – + 3e – + 4H + ⎯→ MnO 2 + 2H 2O | · 2<br />
3Mn 2+ + 2(MnO 4) – + 8H + + 6H 2O ⎯→ 5MnO 2 + 4H 2O + 12H +<br />
⇒ 3Mn 2+ + 2(MnO 4) – + 2H 2O ⎯→ 5MnO 2 + 4H +<br />
Im alkalischen Milieu entsprechend:<br />
3Mn 2+ + 2(MnO 4) – + 4OH – ⎯→ 5MnO 2 + 2H 2O<br />
Zusatzinformationen:<br />
http://de.wikipedia.org/wiki/Synproportionierung
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
23<br />
Redoxaufgaben m<strong>it</strong> m<strong>it</strong>tlererem Niveau:<br />
Freiarbe<strong>it</strong> <strong>Redoxreaktionen</strong> I<br />
1. Eisen-(III)-oxid reagiert m<strong>it</strong> Aluminium zu Eisen und Aluminiumoxid. Erstelle die<br />
Reaktionsgleichung.<br />
2. Bei der Umsetzung von Cl 2-Wasser m<strong>it</strong> Natronlauge entsteht gleichze<strong>it</strong>ig Chlorid und<br />
Natriumhypochlorid (NaOCl). Erstelle die Reaktionsgleichung.<br />
3. „Beim Übergang vom Sulfid (S 2– ) zum Schwefeloxid (SO) handelt es sich um keine Oxidation, da<br />
die OZ des Schwefels in beiden Verbindungen 2 ist!“ Stimmt diese Aussage? Begründe.<br />
4. Kaliumpermanganat reagiert im alkalischen Milieu m<strong>it</strong> Sulf<strong>it</strong>ionen zu einer Lösung brauner<br />
Mangan(IV)-Ionen und Sulfat. Erstelle die Reaktionsgleichung.<br />
5. Brom reagiert im alkalischen Milieu m<strong>it</strong> Hydroxidionen (OH) – gleichze<strong>it</strong>ig zu Bromid und BrO 3– .<br />
Erstelle die RG. Eine solche Reaktion nennt man Disproportionierung.<br />
6. Ein Eisennagel reagiert in Zinkchlorid-Lösung. Als Produkt entsteht kein Chlorgas! Erstelle die<br />
Reaktionsgleichung und benenne die Produkte.<br />
Hilfen für Redoxaufgaben m<strong>it</strong> m<strong>it</strong>tlererem Niveau:<br />
1. ● Die römische III gibt im Namen die Oxidationsstufe des Eisens an<br />
● Aluminium bildet m<strong>it</strong> Sauerstoff das Salz Al 2O 3<br />
2. ● Chlor ist ein Gas, Gas liegen nicht <strong>als</strong> Ionen vor<br />
● Chlor wird oxidiert und reduziert!<br />
● (NaOCl) liegt in Wasser gelöst vor. Dabei sind (OCl) – ein Produkt dieser Reaktion<br />
4. ● Kaliumpermanganat = KMnO 4, dabei reagiert aber nur der Säurerest (MnO 4) –<br />
● Sulf<strong>it</strong> = (SO 3) 2– ; Sulfat (SO 4) 2–<br />
● Die römische IV gibt im Namen die Oxidationsstufe des Mangans an<br />
5. ● Bromid = Br –<br />
6. ● Zinkchlorid ist aus Ionen aufgebaut. Das Zn-Produkt nicht!
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
24<br />
Freiarbe<strong>it</strong> <strong>Redoxreaktionen</strong> II<br />
Redoxaufgaben m<strong>it</strong> hohem Niveau<br />
1. Eisenoxid reagiert m<strong>it</strong> einem unedlerem Metall zu Eisen und dem entsprechenden Oxid des<br />
Metalls. Erstelle die Reaktionsgleichung.<br />
2. Bei der Umsetzung von Chlor-Wasser m<strong>it</strong> Natronlauge entstehen Chloridionen und<br />
Hypochloridionen (OCl) – . Erstelle die Reaktionsgleichung.<br />
3. „Beim Übergang vom Sulfid (S 2– ) zum Schwefeloxid (SO) handelt es sich um keine Oxidation, da<br />
die OZ des Schwefels in beiden Verbindungen 2 ist!“ Stimmt diese Aussage? Begründe.<br />
4. Kaliumpermanganat reagiert im alkalischen Milieu m<strong>it</strong> Sulf<strong>it</strong>ionen zu einer Lösung brauner<br />
Mangan(IV)-Ionen und Sulfat. Erstelle die Reaktionsgleichung.<br />
5. Brom reagiert im alkalischen Milieu gleichze<strong>it</strong>ig zu Bromid und BrO 3– . Erstelle die RG. Eine<br />
solche Reaktion nennt man Disproportionierung.<br />
6. Ein Eisennagel reagiert in Zinkchlorid-Lösung. Als Produkt entsteht kein Gas! Erstelle die<br />
Reaktionsgleichung und benenne die Produkte.<br />
Hilfen für Redoxaufgaben m<strong>it</strong> hohem Niveau:<br />
1. ● unedle Metalle findet man in den ersten drei Hauptgruppen<br />
2. ● Chlor ist ein Gas, Gas liegen nicht <strong>als</strong> Ionen vor<br />
● Chlor wird oxidiert und reduziert!<br />
4. ● Sulf<strong>it</strong> = (SO 3) 2–<br />
● Die römische IV gibt im Namen die Oxidationsstufe des Mangans an<br />
5. ● Bromid = Br –<br />
6. ● Elemente werden zu Ionen und umgekehrt ;-)
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
25<br />
Freiarbe<strong>it</strong> <strong>Redoxreaktionen</strong> III<br />
Redoxaufgaben m<strong>it</strong> Expertenniveau:<br />
1. Bei der Umsetzung von Chlor-Wasser m<strong>it</strong> Natronlauge entstehen Chloridionen und<br />
Hypochloridionen (OCl - ). Erstelle die Reaktionsgleichung<br />
2. Die violette Lösung von Kaliumpermanganat wird zu einer neutralen Lösung von Natriumsulf<strong>it</strong><br />
getropft. Dabei entstehen braune Mangan(IV)-Ionen und Sulfat.<br />
Welcher Stoff wirkt hier <strong>als</strong> Oxidationsm<strong>it</strong>tel?<br />
Stelle die Teilgleichungen und die Gesamtgleichung dieser Redoxreaktion für das alkalische und<br />
das saure Milieu auf.<br />
3. Anstelle des Sulf<strong>it</strong>s aus Aufgabe 2 kann auch N<strong>it</strong>r<strong>it</strong> m<strong>it</strong> Kaliumpermanganat reagieren. Wie<br />
werden die Produkte heißen? Erstelle dazu die Reaktionsgleichung.<br />
4. Brom disroportioniert im alkalischen Milieu zu zwei Anionen, von denen eines Bromat ist.<br />
Erstelle die RG.<br />
5. Um die Konzentration einer Kaliumpermanganatlösung zu bestimmen, lässt man zu einer<br />
bekannten Konzentration Chrom(III)sulfatlösung eine unbekannte Kaliumpermanganatlösung<br />
zutropfen bis sich eine Orangefärbung einstellt. Die orange Farbe kommt durch das entstehende<br />
Dichromation zustande.<br />
6. Ein Eisennagel reagiert in Zinkchlorid-Lösung. Als Produkt entsteht kein Gas! Erstelle die<br />
Reaktionsgleichung und benenne die Produkte.<br />
Hilfen für Redoxaufgaben m<strong>it</strong> Expertenniveau:<br />
1. ● Chlor ist ein Gas, Gas liegen nicht <strong>als</strong> Ionen vor<br />
● Chlor wird oxidiert und reduziert!<br />
2. ● Sulf<strong>it</strong> = (SO 3) 2-<br />
● Die römische IV gibt im Namen die Oxidationsstufe des Mangans an<br />
3. ● N<strong>it</strong>r<strong>it</strong> = (NO 2) -<br />
● Es muss eine Verbindung aus Stickstoff uns Sauerstoff entstehen, welche ionogen ist<br />
und eine höhere Oxidationszahl <strong>als</strong> V hat!<br />
–<br />
4. ● Bromat = BrO 3<br />
5. ●<br />
6. ● Dichromat = (Cr 2O 7) 2–<br />
Lösung Aufgabe 5:<br />
–<br />
red: MnO 4 + 8H + + 5e – ---> Mn 2+ + 4H 2O<br />
ox: 2Cr 3+ + 7H 2O ---> Cr 2O<br />
2–<br />
7 + 14H + + 6e –<br />
Redox: 6KMnO 4 + 5Cr 2(SO 4) 3 + 11H 2O ---> 3K 2Cr 2O 7 + 2MnCr 2O 7 + 4MnSO 4 + 11H 2SO 4
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
26<br />
Übungsaufgaben <strong>Redoxreaktionen</strong><br />
1) Formuliere für die angegebenen Reaktionen Teilgleichungen für die Oxidation und Reduktion<br />
und die Redoxgleichung für diese Reaktion.<br />
Kennzeichne in der Redoxreaktion Reduktionsm<strong>it</strong>tel und Oxidationsm<strong>it</strong>tel.<br />
a) Aluminium reagiert m<strong>it</strong> Chlor zu Aluminiumchlorid.<br />
b) Le<strong>it</strong>et man Chlorgas in Ammoniakgas ein, so kommt es zur Bildung von Stickstoff und<br />
Chlorwasserstoffgas.<br />
c) Wenn man konzentrierte Schwefelsäure m<strong>it</strong> Kohlenstoff (C) erh<strong>it</strong>zt, dann entsteht<br />
Schwefeldioxid und ein anderes, farbloses Gas. wenn man dieses Gas in<br />
Calciumhydroxidlösung (“Kalkwasser”) le<strong>it</strong>et entsteht eine weiße Trübung (Niederschlag).<br />
d) Schwefelwasserstoff wird in Chlorwasser eingele<strong>it</strong>et. Als Reaktionsprodukt entstehen<br />
Chloridionen und ein gelber Feststoff.<br />
2) Reaktion einer Kaliumpermanganatlösung m<strong>it</strong> Wasserstoffperoxidlösung im alkalischen<br />
Medium. Es entsteht Braunstein (MnO 2) und Sauerstoff.<br />
3) Chlor reagiert m<strong>it</strong> Natronlauge. Es entsteht Chlorid und Hypochlor<strong>it</strong> (OCl - )<br />
Cl 2 + 2 NaOH ⎯→ NaCl + NaOCl + H 2O<br />
(Disproportionierung)<br />
4) Erstelle die korrekte Gleichung aus dieser Vorgleichung:<br />
[KMnO 4 + Mn(OH) 2 ⎯→ MnO 2 + KOH + H 2O]<br />
5) Natrium reagiert beim Kontakt m<strong>it</strong> Wasser zu Natronlauge und Wasserstoff.<br />
2 Na + 2 H 2O → 2Na + + 2 OH - + H 2<br />
Ox: 2 Na ⎯→ 2 Na + + 2 e -<br />
Red: 2 H 2O + 2 e - ⎯→ 2 OH - + H 2<br />
Redox: 2 Na + 2 H 2O ⎯→ 2 Na + + 2 OH - + H 2<br />
Tipp:<br />
Wenn ein Element oder ein Ion oder ein Molekül e - AUFnimmt ist das eine REDuktion.<br />
(Bei der Elektrolyse geschieht dies an der KAThode - nur dort!)<br />
Wenn ein Element oder ein Ion oder ein Molekül e - Abgibt ist es eine Oxidation<br />
(Bei der Elektrolyse geschieht dies an der ANode - nur dort!)
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
27<br />
Bedeutung von Redoxvorgängen<br />
Sehr wichtige Beispiele aus der Natur:<br />
Photosynthese: E + 6 CO 2 + 6H 2O ⎯→ C 6H 12O 6 + 6O 2<br />
Zellatmung: C 6H 12O 6 + 6O 2 ⎯→ 6CO 2 + 6H 2O +E<br />
Alkoholische Gärung: C 6H 12O 6 ⎯→ 2CO 2 + 2CH 3CH 2OH +E<br />
Beispiele aus der Technik:<br />
• Alle Formen der Metallgewinnung aus Erzen<br />
• Korrosionsprozesse<br />
• Stromerzeugung durch Batterien oder Akkumulatoren (z.B. Brennstoffzelle)
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
28<br />
Versuche zu <strong>Redoxreaktionen</strong> I<br />
1. Die Reaktionen von Kaliumpermanganat:<br />
a) Die Reaktionen von Kaliumpermanganat m<strong>it</strong> Salzsäure sowie Braunstein m<strong>it</strong> Salzsäure werden<br />
verglichen (das Gleiche m<strong>it</strong> Schwefelsäure in Gegenwart von H 2O 2 (=> O 2 Nachweis))<br />
b) Als Nebenreaktion findet bei der Zerfallsreaktion von Wasserstoffperoxid m<strong>it</strong><br />
Kaliumpermanganat (und konz. Schwefelsäure) die Bildung von Schwefelwasserstoff statt.<br />
2. Wasserstoffperoxid reagiert m<strong>it</strong> Kaliumiodid (in Gegenwart von Schwefelsäure). Es entsteht Iod,<br />
welches m<strong>it</strong> Stärke nachgewiesen wird.<br />
3. Reaktionen von Salpetersäure m<strong>it</strong> Cu. Es entstehen CuNO 3 sowie H 2, NO oder NO 2 je nach<br />
Konzentration der Säure<br />
4. Reaktion im sauren Milieu von KMnO 4 und FeSO 4 und Nachweis von Fe (III)<br />
5. Eisensulfat reagiert m<strong>it</strong> Silbern<strong>it</strong>rat:<br />
V: Zu einer Eisen-(II)-sulfatlösung gibt man eine Lösung von Silbern<strong>it</strong>rat und erwärmt vorsichtig.<br />
B: Die Lösung färbt sich gelbbraun, dabei entsteht ein schwarzer Niederschlag.<br />
S: Es entsteht das anfänglich fast schwarze Silber!<br />
Ox: Fe 2+ ⎯→ Fe 3+ + e -<br />
Red: Ag + + e - ⎯→ Ag<br />
Redox: Fe 2+ + Ag + ⎯→ Fe 3+ + Ag ↓<br />
gelbbraun schwarz<br />
We<strong>it</strong>ere Ideen:<br />
- den Therm<strong>it</strong>versuch wiederholen!<br />
- CuO m<strong>it</strong> Fe, Zn oder Mg reagieren lassen<br />
- Cl 2 in eine Spr<strong>it</strong>ze saugen und m<strong>it</strong> der Spr<strong>it</strong>ze (im Abzug!) auf ein Filterpapier, welches m<strong>it</strong> KI<br />
getränkt wurde schreiben
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
29<br />
<strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Nachweisreaktionen von Eisenionen<br />
Notwendiges Vorwissen:<br />
• Eisen-(III)-Ionen kann man leicht durch die Rotfärbung m<strong>it</strong> Kaliumthiocyanatlösung (KSCN)<br />
nachweisen.<br />
• Eisen-(II)-Ionen hingegen werden m<strong>it</strong> Kaliumhexacyanoferratlösung [K 3(Fe(CN) 6)]<br />
nachgewiesen. Es entsteht die charakteristische Blaufärbung!<br />
• Iod lässt sich m<strong>it</strong> Stärkelösung nachweisen. Die typische dunkle, fast schwarze<br />
Blaufärbung bildet sich.<br />
V: Zu Eisen-(III)-chlorid-Lösung werden wenige Tropfen Kaliumthiocyanatlösung getropft.<br />
Unter Umständen muss man noch etwas m<strong>it</strong> Wasser verdünnen, solange bis man die Farbe gut<br />
erkennen kann!<br />
V2: Zugabe einiger Spatelsp<strong>it</strong>zen Zinkpulver und schütteln! Nach einer sichtbaren Reaktion fügt<br />
man einige Tropfen Kaliumhexacyanoferratlösung [K 3(Fe(CN) 6)] zu.<br />
B1: Zu Beginn lassen sich Fe 3+ -Ionen nachweisen: => Rotfärbung.<br />
B2: Nach der Reaktion lassen sich Fe 2+ -Ionen nachweisen, aber keine Fe 3+ -Ionen mehr =><br />
Blaufärbung<br />
S:<br />
Ox: Zn ⎯→ Zn 2+ + 2e -<br />
Red: 2 Fe 3+ + 2e - ⎯→ 2 Fe 2+<br />
Redox: Zn + 2Fe 3+ ⎯→ Zn 2+ + 2Fe 2+<br />
Nebenreaktion: Entstandene Fe 2+ -Ionen können auch überschüssiges Zink zu Zn 2+ -Ionen<br />
oxidieren. Dabei entsteht dann elementares Eisen.<br />
V3: Zu Eisen-(III)-chloridlösung wird eine Lösung aus Kaliumiodid zugegeben. Anschließend<br />
werden ein paar Tropfen des Reaktionsproduktes zu Stärkepulver zugegeben und m<strong>it</strong> etwas<br />
Wasser solange verdünnt, bis das Reaktionsprodukt hell genug ist. Dann gib einige Tropfen<br />
Kaliumhexacyanoferratlösung [K 3(Fe(CN) 6)] hinzu.<br />
B: Zu Beginn lassen sich Fe 3+ -Ionen nachweisen => Rotfärbung.<br />
Im Laufe der Reaktion reagieren diese Ionen zu Fe 2+ -Ionen => Blaufärbung.<br />
M<strong>it</strong> Stärke lässt sich nach der Reaktion auch Iod nachweisen => Schwarzblaufärbung<br />
S:<br />
Ox: 2I - ⎯→ I 2 + 2e -<br />
Red: 2Fe 3+ + 2e - ⎯→ 2Fe 2+<br />
Redox: 2I - + 2Fe 3+ ⎯→ I 2 + 2Fe 2+
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
30<br />
„Chemische Bierherstellung“<br />
V: In Bierglas werden wenige Tropfen Tropfen Spülm<strong>it</strong>tel gegeben. In einen nebenstehenden<br />
Erlenmeyerkolben wird eine Spatelsp<strong>it</strong>ze Kaliumiodid in 250 ml Wasser aufgelöst. In einem<br />
zwe<strong>it</strong>en Erlenmeyerkolben wird eine Spatelsp<strong>it</strong>ze Kaliumiodat auch in 250 ml Wasser aufgelöst<br />
und m<strong>it</strong> ca. 10 ml Essigsäure angesäuert.<br />
Beide Flüssigke<strong>it</strong>en werden nun gleichze<strong>it</strong>ig aus 10cm Höhe in das Bierglas gegossen.<br />
B: Es entsteht (k)ein Bier m<strong>it</strong> gelbbrauner Färbung und Schaumkrone.<br />
S: Es ist in der sauren Lösung Iod aus Iodat entstanden (Nachweis des Iods m<strong>it</strong> Stärkelösung<br />
möglich). Gleichze<strong>it</strong>ig wird Iodid oxidiert. Das „Bier“ enthält <strong>als</strong>o Iod in der Oxidationsstufe 0 sowie<br />
KaliumacetatIonen. Acetat ist der Säurerest der Essigsäure H 3C-COO - .<br />
+V -I 0<br />
IO 3<br />
-<br />
+ 5I - + 6H 3O + ⎯→ 3I 2 + 9H 2O<br />
Kaliumpermanganatvlukan<br />
V: ein Löffel Kaliumpermanganat wird auf eine nicht brennbare Unterlage oder in einen Tigel<br />
aufgeschüttet. Auf die Sp<strong>it</strong>ze werden wenige Tropfen reines Glycerin getropft<br />
B. Nach kurzer ze<strong>it</strong> beginnt die heftige Reaktion<br />
S: Es kommt zu einer Redoxreaktion bei der Glycerin zu Kohlenstoffdioxid oxidiert wird. Diese<br />
Reaktion ist stark exotherm.<br />
Stelle die komplette Redoxreaktionsgleichung auf:<br />
[ C 2H 5(OH) 3 + KMnO 4 ⎯→ CO 2 + MnO 2 + H 2O + K 2O ]
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
31<br />
Sehr schwere Aufgaben<br />
1. Kaliumpermanganat reagiert m<strong>it</strong> Wasserstoffperoxid unter Zugabe von Schwefelsäure zu<br />
Sauerstoff, Mangansulfat und Kaliumsulfat.<br />
2. Kaliumpermanganat reagiert m<strong>it</strong> Salzsäure zu Chlor, Mangandioxid (Braunstein) und einem<br />
Kaliumsalz.<br />
3. Kaliumpermanganat reagiert m<strong>it</strong> Salzsäure zu Chlor, Manganchlorid und Kalimchlorid.<br />
Wäre schade, wenn man die nicht löst ;-)<br />
4. Ethanol ( C 2H 6O) reagiert m<strong>it</strong> Kaliumdichromat unter Zugabe von Säure zu Chrom-(III)-Sulfat,<br />
Ethenol ( C 2H 4O), und einem Salz.<br />
5. Iodat reagiert m<strong>it</strong> Iodid und Säure zu Iod.<br />
6. Lies im Buch über Metalle und erstelle zu 5 Metallen je einen Steckbrief m<strong>it</strong> den<br />
folgenden Aspekten: Vorkommen, Gewinnung, Verwendung, typische Reaktionen, Sonstige<br />
Besonderhe<strong>it</strong>en<br />
Lösungen:<br />
1) 2 KMnO 4 + 5 H 2O 2 + 3 H 2SO 4 ⎯→ 5 O 2 + 2 MnSO 4 + K 2SO 4+ 8 H 2O<br />
2) 2 KMnO 4 + 8 HCl ⎯→ 3 Cl 2 + 2 MnO 2 + 2 KCl + 4 H 2O<br />
3) 2 KMnO 4 + 16 HCl ⎯→ 5 Cl 2 + 2MnCl 2 + 2 KCl + 8 H 2O<br />
4.) 3 C 2H 6O + K 2Cr 2O 7 + 4 H 2SO 4 ⎯→ Cr 2(SO 4) 3 + 3 C 2H 4O + K 2SO 4 + 7 H 2O<br />
5.) (IO 3) – + 5 I – + 6 H 3O+ ⎯→ 3 I 2 + 9H 2O
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
32<br />
Eine seltsame Reaktion<br />
Wird das hochreaktive Gas Fluor in Natronlauge gele<strong>it</strong>et, so entsteht das ebenfalls recht reaktive<br />
Gas OF 2.<br />
a) Welche Oxidationszahlen liegen vor? Bist Du Dir sicher?<br />
b) Welcher Name ist passender: „Sauerstofffluorid“ oder „Difluoroxid“? Begründe anhand der<br />
Säurerestformeln.<br />
c) Erstelle die Redoxreaktionsgleichung.<br />
d) M<strong>it</strong> Wasser bildet das Gas OF 2 schnell und vollständig Fluorwasserstoff.<br />
Erstelle die Reaktionsgleichung und bestimme, ob eine Redoxreaktion vorliegt.<br />
e) M<strong>it</strong> Natronlauge reagiert OF 2 zu Fluoridionen, Wasser und Sauerstoff. Erstelle die<br />
Reaktionsgleichung und bestimme, ob eine Redoxreaktion vorliegt.<br />
Zusatzinformationen:<br />
http://de.wikipedia.org/wiki/Sauerstofffluoride<br />
http://de.wikipedia.org/wiki/Fluoroxide<br />
http://de.wikipedia.org/wiki/Sauerstoffdifluorid<br />
Angst vor hohen Zahlen?<br />
Löse folgende Gleicungen:<br />
Saures Millieu:<br />
[AsH 3 + Ag + ⎯→ As 4O 6 + Ag]<br />
basisches Millieu:<br />
[SbH 3 ⎯→ Sb(OH) 4<br />
-<br />
+ H 2]
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
33<br />
Was sind gute Oxidationmisstel und Reduktionm<strong>it</strong>tel?<br />
Wenn ein Stoff, die Redoxreaktion seines Partners „provoziert“ ist er offensichtlich ein gutes M<strong>it</strong>tel<br />
dafür.<br />
Wasserstoffperoxid kann sehr gut Stoffe oxidieren, weil es dabei selbst Elektronen aufnimmt und<br />
zu Wasser reagiert! Es wird selbst reduziert, ist <strong>als</strong>o für seinen Partner ein gutes Oxidationsm<strong>it</strong>tel!<br />
H 2O 2 + 2I - + 2H + ⎯→ 2H 2O + I 2<br />
Ox: 2I - ⎯→ 2e - + I 2<br />
Red: H 2O 2 + 2e - + 2H + ⎯→ 2H 2O<br />
H 2O 2<br />
(MnO4) -<br />
Oxidationm<strong>it</strong>tel<br />
C<br />
Reduktionm<strong>it</strong>tel<br />
Unedle Metalle (Na, Li, K, Mg, Ca)
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
Manganometrie<br />
34<br />
Ein analytisches Verfahren zur quant<strong>it</strong>ativen Bestimmung der Konzentration von Fe2+-Ionen in<br />
Lösungen ist die T<strong>it</strong>ration m<strong>it</strong> einer KmnO4-Lösung bekannter Konzentration. Dabei macht man<br />
sich die Reaktion MnO 4<br />
-<br />
+ 5e - + 8H 3O + ⎯→ Mn 2+ + 12H 2O zunutze.<br />
Lies Dich in das Verfahren ein und beantworte dann die Fragen:<br />
Informationen: http://de.wikipedia.org/wiki/Manganometrie<br />
1. Wie lässt sich der Endpunkt der Bestimmung erkennen?<br />
2. Welche Stoffe lassen sich m<strong>it</strong> dieser Methode bestimmen? (Keine Stoffbeispiele nötig!)
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
35<br />
Abschließender Vergleich<br />
<strong>Redoxreaktionen</strong><br />
Elektronen (e - ) werden übertragen<br />
Das Reduktionsm<strong>it</strong>tel gibt e - ab<br />
(=Elektronendonator)<br />
Das Oxidationsm<strong>it</strong>tel ist der Elektronenakzeptor<br />
Säure-Base-Reaktionen<br />
Protonen (H + ) werden Übertragen<br />
Die Säure gibt H + ab (=Protonendonator)<br />
Die Base ist der Protonenakzeptor<br />
Korrespondieresdes Redoxpaar:<br />
Red ⎯→ Ox + xe - HA (Säure) ⎯→ A - (Base) + H +<br />
Nur Grundkurs und Leistungskurs:<br />
Die Stellung des korrespondierenden<br />
Redoxpaares in der Spannungsreihe entspricht<br />
der Elektronendonator- bzw.<br />
Elektronenakzeptortendenz von Reduktion und<br />
Oxidation.<br />
⇒ Dies erlaubt Vorhersagen über mögliche<br />
Abläufe von Reaktionen!<br />
Berechnungen möglich:<br />
Konzentrationselemente m<strong>it</strong> der<br />
Nernstgleichung:<br />
0,059 V [Ox]<br />
ΔE = ΔE 0 + ————— · lg ————<br />
n<br />
[Red]<br />
Die Stellung des koeerspondierenden<br />
Säure-Base-Paares in der pK S-Reihe entspricht<br />
Protonendonator- bzw.<br />
Protonenakzeptortendenz von Säure und Base.<br />
⇒ Dies erlaubt Vorhersagen über mögliche<br />
Abläufe von Reaktionen!<br />
Berechnungen möglich:<br />
pH-Werte/ pK S-Werte m<strong>it</strong> der<br />
Henderson-Hasselbalch-Gleichung<br />
[Base]<br />
pH = pKS + lg ————<br />
[Säure]
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
36<br />
Wiederholungsfragen, bis der Arzt kommt ;-)<br />
1. Wie bestimmt man Ionenladungen?<br />
2. Wiederhole die Dissoziationsgleichungen der Säuren und Laugen<br />
3. Erstelle eine Übersicht m<strong>it</strong> Ionenladungen der Säurereste<br />
4. Was ist eine „Ionenbindung“?<br />
5. Wiederhole die „Zusammensetzung der Salze“<br />
6. Was sind Oxidationszahlen? Wiederhole alle Regeln zum Bestimmen von Oxidationszahlen<br />
7. Bestimme die Oxidationszahlen von:<br />
NH 3, NH 4+ , Cl 2, O 2- , SO 4<br />
2-<br />
, CaO, AlBr 3, S 2O 3<br />
2-<br />
, H 2CO 3, NaNO 3, K 2Cr 2O 7, IO 3- , LiH, KMnO 4,<br />
Al 2O 3, Mg, H 2O, H 2SO 3, H 2S, H 3PO 3, H 2O 2, S 8, H 2SO 4, H 3PO 4, CaHPO 4.<br />
8. Definiere die Begriffe Oxidation, Reduktion und Redoxreaktion<br />
9. Wiederhole die Schr<strong>it</strong>te zum Erstellen der Reaktionsgleichungen<br />
10. Wiederhole Dir bekannte <strong>Redoxreaktionen</strong> und erstelle die passenden Reaktionsgleichungen.<br />
11. Erstelle die Gleichung der Zellatmung. Ist dies eine Redoxreaktion? Beweise es!<br />
12. Löse folgende Reaktionsgleichungen:<br />
FeSO 4 + HIO 3 + H 2SO 4 ⎯→ I 2 + Fe 2(SO 4) 3<br />
-<br />
Zn + NO 3 + H 2O ⎯→ Zn 2+ + NH 3 + OH -<br />
13. Wie kann man Metalle hinsichtlich ihres Oxidationsvermögens/ Reduktionsvermögens<br />
untersuchen (<strong>als</strong>o ihres unedlen/ edlen Charakters)?<br />
14. Nenne gute Reduktions- und gute Oxidationsm<strong>it</strong>tel?<br />
<strong>15</strong>. Löse die folgenden <strong>Redoxreaktionen</strong>:<br />
-<br />
-<br />
MnO 4 + NO 2 ⎯→ Mn 2+ -<br />
+ NO 3<br />
ClO - + CrO 2<br />
2-<br />
+ OH - ⎯→ Cl - + CrO 4<br />
2-<br />
MnO 2 +Cl - + H + ⎯→ + Cl 2 + Mn 2+<br />
MnO 4<br />
-<br />
+ C 2O 4<br />
2-<br />
+ H 3O + ⎯→ Mn 2+ + CO 2<br />
HBrO 3 + Bi ⎯→ HBrO 2 + Bi 2O 3<br />
Zn + NO 3<br />
-<br />
+ ⎯→ Zn 2+ + NH 3 + OH -<br />
Ag + H 2SO 4 ⎯→ Ag 2SO 4 + SO 2<br />
Al + H 2SO 4 ⎯→ Al 2(SO 4) 3 + SO 2<br />
Bi + HNO 3 ⎯→ Bi(NO 3) 3 + + NO<br />
Cr 2O 7<br />
2-<br />
+ H 2S ⎯→ Cr 3+ + S + OH -<br />
Cr 3+ + H 2O 2 + OH - ⎯→<br />
Cu + HNO 3 ⎯→ 3 Cu(NO 3) 2 + NO<br />
Fe 3+ + S 2- + H + ⎯→<br />
FeSO 4 + HIO 3 + H 2SO 4 ⎯→ I 2 + Fe 2(SO 4) 3 +<br />
P + HNO 3 + ⎯→ H 3PO 4 +NO<br />
PbO 2 + HCl ⎯→ PbCl 2 + Cl 2<br />
SbH 3 + OH - + ⎯→ Sb(OH) 4- + H 2<br />
Sn + HNO 3 ⎯→ SnO 2 + NO 2<br />
SO 2 + I 2 + OH - ⎯→ SO 3 + 2I -<br />
SO 3<br />
2-<br />
+ Sn 2+ +H 3O + ⎯→ SnS 2 + Sn 4+
<strong>Kap<strong>it</strong>el</strong> <strong>15</strong>: <strong>Redoxreaktionen</strong> <strong>als</strong> Elektronenübergänge<br />
37<br />
Lösungen:<br />
2MnO 4<br />
-<br />
+ 6H + + 5NO 2<br />
-<br />
⎯→ 2Mn 2+ + 3H 2O + 5NO 3<br />
-<br />
3ClO - + 2CrO 2<br />
2-<br />
+ 2 OH - ⎯→ 3Cl - + 2CrO 4<br />
2-<br />
+ H 2O<br />
3HBrO 3 + 2Bi ⎯→ 3HBrO 2 + Bi 2O 3<br />
4Zn(s) + NO 3<br />
-<br />
+ 6H 2O ⎯→ 4Zn 2+ + NH 3 + 9OH -<br />
Ag + 2H 2SO 4 ⎯→ Ag 2SO 4 + SO 2 + 2H 2O<br />
Al + 6H 2SO 4 ⎯→ Al 2(SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2O<br />
Bi + 4HNO 3 ⎯→ Bi(NO 3) 3 + 2H 2O + NO<br />
Cr 2O 7<br />
2-<br />
+ H 2S ⎯→ Cr 3+ + S + OH -<br />
Cr 3+ + H 2O 2 + OH - ⎯→<br />
Cu + 8HNO 3 ⎯→ 3 Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2O<br />
Fe 3+ + S 2- + H + ⎯→<br />
FeSO 4 + 2HIO 3 + 5H 2SO 4 ⎯→ I 2 + 5Fe 2(SO 4) 3 + 6H 2O<br />
MnO 2 +2Cl - + 4H + ⎯→ 2H 2O + Cl 2 + Mn 2+<br />
MnO 4<br />
-<br />
+ 5C 2O 4<br />
2-<br />
+ 16H 3O + ⎯→ 2Mn 2+ + 10CO 2 + 24H 2O<br />
P + 5HNO 3 +2H 2O ⎯→ 3H 3PO 4 +5NO<br />
PbO 2 + 4HCl ⎯→ PbCl 2 + Cl 2 + 2H 2O<br />
SbH 3 + OH - + H 2O ⎯→ Sb(OH) 4<br />
-<br />
+ H 2<br />
Sn + 4HNO 3 ⎯→ SnO 2 + 4NO 2 + 2H 2O<br />
SO 2 + I 2 + 2OH - ⎯→ SO 3 + 2I - + H 2O<br />
SO 3<br />
2-<br />
+ 6Sn 2+ +12H 3O + ⎯→ SnS 2 + 5Sn 4+ + 18H 2O