REDOXREAKTIONEN GF

KSO
REDOXREAKTIONEN GF
Skript Redoxreaktionen GF V1.0 12/12 | © MMo, edited by Bor

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INHALTSVERZEICHNIS
"REDOXREAKTIONEN"
1. Einleitung….................................................................................................... 02
2. Elektronenübertragungen.............................................................................. 02
2.1 Die Oxidation....................................................................................... 02
2.2 Die Reduktion...................................................................................... 03
2.3 Die Redoxreaktion................................................................................ 03
2.4 Die Oxidationszahlen............................................................................ 04
3. Die Redoxreihe der Metalle............................................................................06
3.1 Elektronendonatoren & -akzeptoren....................................................... 06
3.2 Korrespondierende Redoxpaare............................................................. 06
3.3 Die Stärke von Oxidations- & Reduktionsmittel; die Redoxreihe................ 06
3.4 Edle und unedle Metalle........................................................................ 08
3.5 Aufstellen von Redoxgleichungen........................................................... 08
4. Nutzung von Redoxreaktionen; die Galvanische Zelle..................................... 10
4.1 Das Daniell-Element.............................................................................. 11
4.2 Die Spannung bei Redoxreaktionen; das Redoxpotential........................... 11
5. Redoxreaktionen in Molekülen...................................................................... 13
5.1 Oxidationszahlen in Molekülen.............................................................. 13
6. Anwendungen von Redoxreaktionen............................................................. 15
6.1 Die Batterie......................................................................................... 15
6.2 In der Industrie..................................................................................... 15
6.3 Bei der Energieerzeugung...................................................................... 15
6.4 Sprengstoffe........................................................................................ 16
6.5 In der Lebensmittelindustrie.................................................................. 16
7. Exkurs: Der Hochofenprozess......................................................................... 16
8. Zusammenfassung......................................................................................... 17
9. Übungen........................................................................................................ 17

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1. Einleitung
Bild: cache.eb.com
Der irische Naturforscher Robert Boyle (1627 – 1691) erklärte die
Klärung des Phänomens „Verbrennung“ zu einem der Hauptprobleme
der Chemie. Georg Ernst Stahl (1660 –
1734), deutscher Chemiker, Mediziner und Metallurge,
nahm 1722 an, dass jeder brennbare
Stoffe einen „Feuerstoff“, das so genannte
Phlogiston, enthalte, welcher bei der Verbrennung
entweiche. Gegen Ende des 18. Jahrhunderts
gelang es dem französischen Chemiker
Antoine Laurent de Lavoisier (1743 – 1794), den
Verbrennungsvorgang als eine Reaktion eines Stoffes mit Sauerstoff
aufzuklären. Er führte auch den Begriff Oxidation ein, der in der Folgezeit
für alle Vorgänge benutzt wurde, bei denen sich Substanzen mit
Sauerstoff verbinden. Der Begriff Reduktion wurde für die Gewinnung
Bild: upload.wikimedia.org
Bild: usuarios.lycos.es
eines Metalls aus seinem Metalloxid verwendet und erlangte gegenteilige Bedeutung zum
Begriff Oxidation.
Viele Reaktionen, an denen überhaupt kein Sauerstoff beteiligt ist, unterscheiden sich aber
äusserlich überhaupt nicht von den eigentlichen Verbrennungen, bei denen der Sauerstoff
an der Reaktion teilnimmt. Aus diesem Grund müssen die Begriffe Oxidation und Reduktion
etwas anders definiert werden.
2. Elektronenübertragungen
Werden ganz allgemein Reaktionen zwischen Metallen und Nichtmetallen betrachtet, so fällt
eine Gemeinsamkeit auf, Metalle und Nichtmetalle reagieren zu Salzen. Für Salze ist die Ionenbindung
charakteristisch.
Ionen zeichnen sich allgemein durch eine positive oder negative elektrische Ladung aus. Die
Ionen können sich aus Atomen bilden, wenn letztere Elektronen abgeben oder aufnehmen.
2.1 Die Oxidation
Bei der Bildung von Salzen aus Metallen und Nichtmetallen geben immer die Metallatome
Elektronen ab.

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Mg Mg 2+ + 2 e -
Dabei gilt jede Abgabe von Elektronen als Oxidation. Auch ein Anion kann eine Oxidation
erfahren.
F - F + e -
Auch Kationen können unter Umständen weitere Elektronen abgeben.
Fe 2+ Fe 3+ + e -
Oxidationen können ausschliesslich stattfinden, wenn ein anderes Atom, Ion oder Molekül
das abgegebene Elektron wieder aufnehmen kann.
Die Abgabe von Elektronen wird als Oxidation bezeichnet.
2.2 Die Reduktion
Die Nichtmetallatome nehmen bei der Bildung von Salzen die von den Metallen abgegebenen
Elektronen auf.
O + 2 e - O 2-
Jede Aufnahme von Elektronen wird als Reduktion bezeichnet. Auch ein Kation kann eine
Reduktion erfahren.
Mg 2+ + 2 e - Mg
Anionen, welche weitere Elektronen aufnehmen, sind nicht bekannt.
Reduktionen können ausschliesslich stattfinden, wenn ein anderes Atom, Ion oder Molekül
auch ein Elektron zur Aufnahme zur Verfügung stellt.
Die Aufnahme von Elektronen wird als Reduktion bezeichnet.
2.3 Die Redoxreaktion
Eine Reduktion kann ohne eine gleichzeitig ablaufende Oxidation nicht stattfinden, et vice
versa. Ein Beispiel soll Licht ins Dunkel bringen. Magnesium reagiert mit Schwefel zu Magnesiumsulfid.
1. Teilreaktion: Oxidation: Mg Mg 2+ + 2 e -
2. Teilreaktion: Reduktion: S + 2 e - S 2-
Magnesium gibt bei der Bildung eines Salzes Elektronen ab. Die Elektronen werden vom
Schwefel aufgenommen.

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Redoxreaktion: Mg + S MgS
Eine Reaktion, bestehend aus einer Reduktion und einer Oxidation, wird als Redoxreaktion
bezeichnet. Sie wird gekennzeichnet durch eine Verschiebung von Elektronen.
Aufgabe I
Geben Sie bei den folgenden Reaktionen jeweils die beiden Teilreaktionen, die Oxidation
und die Reduktion, und die daraus entstehende Redoxreaktion an. Achten Sie darauf, dass
immer gleich viele Elektronen abgegeben wie aufgenommen werden.
a.)
b.)
c.)
Natrium und Chlor reagieren zu Natriumchlorid.
Lithium reagiert mit Sauerstoff zu Lithiumoxid.
Eisen und Sauerstoff reagieren zu Eisen(III)-oxid.
Aufgabe II (Zusatz)
Suchen Sie weitere Redoxreaktionen, verfassen Sie diese Reaktionen in kurze Sätze, wie dies
bei der obenstehenden Aufgabe I der Fall ist, und schreiben Sie diese auf den Hellraumprojektor,
so dass alle diese Aufgaben lösen können.
2.4 Die Oxidationszahlen
Von jedem Ion, aber auch von Atomen, können die so genannten Oxidationszahlen angegeben
werden. Sie entsprechen bei Atomen und einfachen Ionen der Ladung derselben. So hat
ein Aluminiumatom die Oxidationszahl 0, ein Aluminiumion die Oxidationszahl +3 und das
Sauerstoffanion die Oxidationszahl -2. Sie wird in römischen Ziffern über das Atomsymbol
geschrieben.
Aufgabe III
Studieren Sie die Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen im ausgeteilten Blatt und
lösen Sie die Aufgaben auf der Rückseite.

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Aufgabe IV
Die Oxidationszahlen in Aluminiumoxid werden wie folgt angegeben. Al 2 O 3
Geben Sie die Oxidationszahlen in folgenden Stoffen an.
III -II
a.)
b.)
c.)
d.)
e.)
f.)
g.)
Natriumfluorid
Eisen(III)-bromid
Kohlenstoff
Silber(I)-oxid
Magnesiumhydrid
Natriumnitrid
Kaliumiodid
Aufgabe V
Stellen Sie 2-3 weitere Stoffe zusammen, bei welchen die Oxidationszahlen bestimmt werden
können. Schreiben Sie diese an die Tafel, so dass alle diese Aufgaben lösen können.

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3. Die Redoxreihe der Metalle
3.1 Elektronendonatoren & -akzeptoren
Immer wenn eine Teilchensorte Elektronen abgibt, muss eine andere Teilchensorte zugegen
sein, die diese Elektronen aufnimmt. Die Oxidation und die Reduktion sind also gekoppelte
Reaktionen. Die Teilchensorte, welche Elektronen zur Verfügung stellt, wird als Elektronendonator
(lat. donare: spenden) bezeichnet, die Teilchensorte, welche Elektronen aufnimmt,
als Elektronenakzeptor (lat. accipere: aufnehmen).
3.2 Korrespondierende Redoxpaare
Ein so genanntes Reduktionsmittel kann andere Stoffe reduzieren, wird dabei selber oxidiert
und zu einem korrespondierenden (dazugehörenden) Oxidationsmittel.
Red Ox + z e -
Beispiel: K K + + e -
Ein so genanntes Oxidationsmittel kann andere Stoffe oxidieren, wird dabei selber reduziert
und zu einem korrespondierenden Reduktionsmittel.
Ox + z e -
Red
Beispiel: Na + + e - Na
Reduktions- und Oxidationsmittel einer Redoxreaktion bilden je ein korrespondierendes Redoxpaar.
korrespondierend
Red 1 + Ox 2 Ox 1 + Red 2
korrespondierend
3.3 Die Stärke von Oxidations- & Reduktionsmitteln; die Redoxreihe
Aufgabe VI
Skizzieren Sie das vorgezeigte Experiment und übernehmen Sie die Tabelle.
Aufgabe VII
Bei obenstehendem Experiment haben einige Redoxreaktionen stattgefunden. Formulieren
Sie diese und kennzeichnen Sie die entsprechenden korrespondierenden Redoxpaare.

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Offensichtlich sind einige Metalle stärkere Reduktionsmittel als andere. Wird dieses Experiment
mit weiteren Metallen durchgeführt, erhält man eine Reihe, die so genannte Redoxreihe.
Tabelle I
Die Redoxreihe (Spannungsreihe); die Spalte mit dem Standardpotential E° muss Sie (noch)
nicht kümmern.
reduzierende Wirkung nimmt ab; oxidierende Wirkung nimmt zu
Reduktor (Reduzierte Form) Oxidator (Oxidierte Form) E° [V]
Li (s) Li + (aq) + e - -3.03
K (s) K + (aq) + e - -2.92
Ba (s) Ba 2+ (aq) + 2e - -2.92
Sr (s) Sr 2+ (aq) + 2e - -2.89
Ca (s) Ca 2+ (aq) + 2e - -2.76
Na (s) Na + (aq) + e - -2.71
Mg (s) Mg 2+ (aq) + 2e - -2.40
Al (s) Al 3+ (aq) + 3e - -1.69
Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e - -0.76
Fe (s) Fe 2+ (aq) + 2e - -0.44
Pb (s) Pb 2+ (aq) + 2e - -0.13
H 2 (aq) 2 H + (aq) + 2e - 0.00
Cu (s) Cu 2+ (aq) + 2e - +0.35
2 I - (aq) I 2 (aq) + 2e - +0.58
Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) + e - +0.75
Ag (s) Ag + (aq) + e - +0.81
Hg (s) Hg 2+ (aq) + 2e - +0.86
2 Br - (aq) Br 2 (aq) + 2e - +1.09
2 Cl - (aq) Cl 2 (aq) + 2e - +1.36
Au (s) Au 3+ (aq) + 3e - +1.38
2 F - (aq) F 2 (aq) + 2e - +2.85
Quelle: Günter Baars, Hans-Rudolf Christen;
Chemie; hep-Verlag
Die Standardpotentiale der Redoxpaare wurden gemessen bei 25 °C und 1013 mbar, wobei alle Reaktanden
in der Konzentration 1 mol/L vorlagen.
reduzierende Wirkung nimmt zu; oxidierende Wirkung nimmt ab

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Aufgabe VIII
Schauen Sie den Klett-Kurzfilm zum Thema „Spannungsreihe“ und notieren Sie die wichtigsten
Informationen, welche neu für Sie sind.
3.4 Edle und unedle Metalle
Nur wenige Metalle kommen in der Natur gediegen, also nicht in einer
Verbindung, sondern als reines Metall vor. Zu ihnen zählen Gold oder
Silber. Diese Metalle zeichnen sich durch ihre Beständigkeit gegenüber
Oxidationsprozessen aus und wurden schon seit Jahrhunderten als
Schmuck verarbeitet oder galten als wertbeständiges Zahlungsmittel.
Bild: www.ctt-reisen.de
Sie werden als Edelmetalle bezeichnet und von den weniger beständigen unedlen Metallen
abgegrenzt. Je weiter unten in der Redoxreihe ein Metall steht, umso edler ist es.
Zu den Edelmetallen werden allerdings erst die Metalle ab Silber gezählt. Sie behalten ihren
Glanz auch an feuchter Luft. Kupfer reagiert dagegen nach einiger Zeit bereits mit Sauerstoff,
Wasser und Kohlenstoffdioxid zu Malachit (Kupferhydroxidcarbonat), das sich durch eine
schöne grüne Farbe auszeichnet. Man deckt deshalb häufig die Dächer von Kirchen und
grossen Bauwerken mit Kupfer. Kupfer gilt als Halbedelmetall.
3.5 Aufstellen von Redoxgleichungen
Beim Aufstellen von Reaktionsgleichungen von Redoxreaktionen sind prinzipiell zwei Punkte
zu beachten. Erstens ist es wichtig, dass immer gleich viele Elektronen bei der Oxidation abgegeben
werden wie bei der Reduktion aufgenommen werden. Ein Beispiel
hierzu:
Na Na + + 1 e - | *4
O 2 + 4 e - 2 O 2-
In dieser Reaktion müssen also pro Sauerstoffatom immer zwei Natriumatome
reagieren.
4 Na + O 2 2 Na 2 O
Weiter wurde in den obenstehenden Kapitel darauf hingewiesen, dass
Metalle unterschiedlich starke Reduktionsmittel sind, bzw. deren Kationen
unterschiedlich starke Oxidationsmittel. Es ist daher wichtig, abschätzen
zu können, welche Metalle mit welchen Metallkationen reagie-
Red
Red 1
Red 2
Red 3
Ox
Ox 1
Ox 2
Ox 3

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ren können. Eine Hilfestellung bietet das nebenstehende Schema. Ein Reduktionsmittel Red 2
wird nur mit einem Oxidationsmittel Ox reagieren, wenn letzteres in der Redoxreihe weiter
unten steht (Ox 3 ), da das entsprechende Reduktionsmittel Red 3 ein geringeres Verlangen als
Red 2 hat, Elektronen abzugeben und somit Ox 3 ein grösseres Verlangen hat als Ox 2 , Elektronen
aufzunehmen
In chemischen Verbindungen kommen Ionen niemals alleine vor, da ansonsten der ganze
Stoff eine elektrische Ladung tragen würde. Aus diesem Grund wurden bei der folgenden
Übung Anionen zu den Kationen hinzugefügt. Die Anionen sind in diesem Fall einzig für den
Ladungsausgleich verantwortlich.
Aufgabe IX
Ergänzen Sie die Reaktionen, geben Sie die Oxidations-, die Reduktions- und die daraus resultierende
Redoxreaktion an. Markieren Sie die korrespondierenden Redoxpaare. Entscheiden
Sie mit Hilfe der Tabelle I, ob eine Reaktion stattfindet oder nicht.
a.) CuO + Fe FeO + Cu
b.) FeO + Al
c.) MgO + Ca
d.) ZnO + Li
e.) SrCl 2 + Mg
Aufgabe X
Viele Baumaterialien bestehen aus Metallen, da diese eine hohe Festigkeit besitzen, aber
dennoch bei Druck nicht sofort auseinander brechen. Besteht eine Brücke aus Eisen, so stellt
das Rosten der Eisenkonstruktion eine Gefahr für die Stabilität der Eisenbrücke dar. Erklären
Sie ausführlich warum.

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4. Nutzung von Redoxreaktionen; die galvanische Zelle
In Abschnitt 3.3 wurden Systeme aus einem Metall und einer Salzlösung vorgestellt. Werden
Metalle in Salzlösungen eines edleren Metalls getaucht, finden Elektronenübergänge
statt. Ionen des edleren Metalls werden reduziert, die Atome des
unedleren Metalls oxidiert. Die Elektronenübergänge verlaufen spontan, das
System nimmt mit Beginn der Reaktion einen energetisch günstigeren Zustand
ein.
Dieser Prozess wird in Batterien genutzt. Indem die Elektronenabgabe und die
Aufnahme von Elektronen räumlich getrennt werden, gelingt es, die chemische
Energie der Redoxreaktion in elektrische Energie umzusetzen. Eine Versuchsanordnung,
die Elektronenabgabe und -aufnahme räumlich voneinander
Bild: de.wikipedia.org
trennt, heisst galvanische Zelle, benannt nach dem italienischen
Arzt, Anatom und Biophysiker Luigi Galvani (1737 –
1798).
In galvanischen Zellen müssen auf Grund der räumlichen
Trennung der Oxidation und der Reduktion die Elektronen,
welche übertragen werden, „aussen herum“, d.h. über
einen die Zellen verbindenden Metalldraht laufen. Und wie
allgemein bekannt, werden sich bewegende Ladungsträger
als elektrischen Strom bezeichnet.
Bild: Duden, Chemie, Lehrbuch SII
Aufgabe XI
a.)
b.)
Beschriften Sie die oben stehende Zeichnung (wird vorgegeben).
Übernehmen Sie die Skizze von der Wandtafel.

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4.1 Das Daniell-Element
Der englische Chemiker John Frederic Daniell (1790 – 1845) entwickelte 1836
die ersten Batterien, welche in Telegrafenanlagen eingebaut wurden. Das Daniell-Element
war aus einer Halbzelle mit dem Redoxpaar Zn/Zn 2+ und einer
Halbzelle mit dem Redoxpaar Cu/Cu 2+ aufgebaut.
Bild: de.wikipedia.org
Aufgabe XII
Skizzieren Sie das vorgezeigte Experiment. Formulieren Sie die Oxidations-, die Reduktions-
und die daraus entstehende Redoxreaktion.
4.2 Die Spannung bei Redoxreaktionen; das Redoxpotential
Beim Daniell-Element wurde beobachtet, dass elektrischer Strom fliesst. Elektronen werden
also von einer Halbzelle zur anderen verschoben. Die einzelnen Redoxpaare haben ein unterschiedliches
Bestreben, Elektronen abzugeben bzw. aufzunehmen. Dadurch entsteht auf
beiden Seiten ein Elektronendruck. Die Elektronen fliessen dabei immer von der Halbzelle
mit einem grösseren Elektronendruck zur Halbzelle mit einem kleineren Elektronendruck.
Dieser Elektronendruck ist ein quantitatives Mass für die Stärke des Elektronendonators
(Reduktor) bzw. des Elektronenakzeptors (Oxidator). Dieses Mass wird als Redoxpotential
bezeichnet.
Das Redoxpotential zwischen zwei Halbzellen kann gemessen werden. Die Spannung, welche
zwischen zwei Halbzellen entsteht, entspricht dabei immer der Differenz der beiden Standardpotentiale
E°.
U = ∆E° = E° 1 – E° 2
Aufgabe XIII
Formulieren Sie die Oxidation, die Reduktion und die Redoxreaktion für folgende Batterien
und berechnen Sie deren Spannung.
a.)
b.)
c.)
d.)
Eine Zink-Kupfer-Batterie
Eine Lithium-Silber-Batterie
Eine Quecksilberoxid-Zink-Batterie
Eine Silberoxid-Zink-Batterie

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Aufgabe XIV (Zusatz)
Erfinden Sie zu zweit weitere mögliche Batterien und berechnen Sie deren Spannung.
Aufgabe XV
Schauen Sie den Kurzfilm zur Zink-Kohle-Batterie und „Dry Cell“ und notieren Sie sich das
Wichtigste. Wie sieht eine Batterie von Innen aus? Wie funktioniert sie?

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5. Redoxreaktionen in Molekülen
Oft gibt eine Reaktionsgleichung nicht ausreichend Auskunft darüber, ob bei einer Reaktion
Elektronenübergänge stattgefunden haben oder welche Teilchensorte als Elektronendonator
oder -akzeptor wirkt. Diese Schwierigkeiten treten besonders dann auf, wenn an der Reaktion
Stoffe beteiligt sind, deren Teilchen nicht durch Ionenbindung sondern durch Elektronenpaarbindung
miteinander verbunden sind. Ein Beispiel hierfür ist die Reaktion von Eisen(II)-
oxid mit Kohlenstoff zu Eisen und Kohlenstoffdioxid.
Aufgabe XVI
Formulieren Sie die oben genannte Reaktion und bestimmen Sie, dort wo Sie es bereits können,
die Oxidationszahlen.
Das Eisen(II)-ion wurde zu einem Eisenatom reduziert. Gleichzeitig muss auch eine Oxidation
stattgefunden haben. Wenn die Definition von de Lavoisier zu Hilfe genommen wird, wird
klar, dass die Reaktion von Kohlenstoffmonoxid mit dem Sauerstoff des Eisen(II)-oxids der
Oxidationsvorgang sein muss. Wie ist es aber möglich, bei Molekülen Oxidationszahlen anzugeben?
5.1 Oxidationszahlen in Molekülen
Die Oxidationszahlen entsprechen bei Ionen deren Ladung. Bei der Ausbildung chemischer
Bindungen findet allerdings ein vollständiger Elektronenübergang nur bei Ionenverbindungen
statt. Bei kovalenten Verbindungen werden dagegen gemeinsame Elektronenpaare gebildet,
die stärker vom elektronegativeren Bindungspartner angezogen werden. Um den
Elektronenübergang bei Redoxreaktionen dennoch beschreiben zu können, benutzt man das
Modell der Oxidationszahlen.
Dazu geht man formal davon aus, dass alle Stoffe, also auch Moleküle, aus Ionen aufgebaut
sind. Man stellt die Lewis-Formel des Moleküls auf und ordnet in Gedanken die bindenden
Elektronenpaare einer polaren Atombindung dem elektronegativeren Bindungspartner zu.
Gleiche Bindungspartner teilen sich die bindenden Elektronenpaare. An den Bindungen nicht
beteiligte Elektronenpaare, die nicht bindenden Elektronenpaare, verbleiben beim dazugehörigen
Atom.

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Die Oxidationszahl (OZ) eines Atoms in einer Verbindung ist die Differenz aus der Valenzelektronenzahl
(VEZ) des neutralen Atoms und der Elektronenzahl des formal geladenen
Atoms (EZA).
3,5 2,5 3,5
O C O
OZ = VEZ – EZA
2,2
2,5 2,5 2,2
H C C H
C: 4 – 0 = IV C: 4 – 5 = -I
O: 6 – 8 = -II H: 1 – 0 = I
-II IV -II
O C O
I
-I -I I
H C C H
Aufgabe XVII
Bestimmen Sie die Oxidationszahlen der einzelnen Atome in folgenden Verbindungen.
a.) HF b.) O 2 c.) CF 4 d.) CH 4
e.) H 2 O 2 f.) NaOH g.) H 3 CCHO h.) CHCl 3
i.)
H 2 CO 3 (Kohlensäure; keine Bindung zwischen zwei Sauerstoffatomen!)
Aufgabe XVIII
Zeigen Sie auf, dass folgende Reaktionen Redoxreaktionen sind, indem Sie die Oxidationszahlen
der Atome bestimmen und die Oxidation und die Reduktion kennzeichnen.
a.)
b.)
Der Raketentreibstoff Hydrazin (N 2 H 4 ) verbrennt zu Stickstoff und Wasser.
Kohlenstoff reagiert mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid.

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6. Anwendungen von Redoxreaktionen
Ohne Redoxreaktionen könnte kein Leben auf unserer Erde existieren. Tiere könnten ohne
Atmung ihre benötigte Energie nicht gewinnen, Pflanzen ohne Assimilation, den Umbau von
körperfremden Stoffen in körpereigene Verbindungen, keine Kohlenhydrate aufbauen und
somit nicht wachsen. Redoxreaktionen sind seit jeher in der Natur wichtige Reaktionen, aber
auch aus unserem Alltag sind sie nicht mehr wegzudenken.
6.1 Die Batterie
Die Batterie ist das Paradebeispiel für Redoxreaktionen. Deren Funktionsweise wurde bereits
in Kapitel 4 erläutert.
6.2 In der Industrie
Praktisch alle stickstoffhaltigen Verbindungen, wie Düngemittel, Farbstoffe, Sprengstoffe
oder Polyamide, werden aus Ammoniak erzeugt. Die Herstellung von Ammoniak aus den
Elementen haben wir bereits im Skript „Kinetik & chemisches Gleichgewicht“ kennengelernt.
Aufgabe XIX
Zeigen Sie auf, dass die Herstellung von Ammoniak aus den Elementen eine Redoxreaktion
ist.
Auch die Synthesen organischer Stoffe, wie Alkohole, Aldehyde, Ketone oder Carbonsäuren,
und die bedeutsamen Elektrolyseverfahren, wie die Chloralkali-Elektrolyse, basieren auf Redoxreaktionen.
Aufgabe XX
Schauen Sie den Klett-Kurzfilm zur Elektrolyse und notieren Sie das Wichtigste.
6.3 Bei der Energieerzeugung
Bei der Verbrennung von fossilen Energieträgern, wie Kohle, Erdöl oder Erdgas wird viel
Energie in Form von Wärme frei. Unter anderem wird diese Energie in Kraftwerken in elektrische
Energie umgewandelt.

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Das Verbrennen von Benzin, Diesel oder Kerosin wird zum Betreiben von Kraftfahrzeugen,
Flugzeugen und Schiffen genutzt.
Aufgabe XXI
Zeigen Sie jeweils auf, dass die nachfolgenden Reaktionen Redoxreaktionen sind.
a.)
b.)
Aceton wird verbrannt.
Erdgas (hauptsächlich bestehend aus Methan, CH 4 ) wird verbrannt.
6.4 Sprengstoffe
Explosive Stoffe können schlagartig in exothermen Redoxreaktionen Gase freisetzen, die sich
auf Grund der hohen Temperatur extrem ausdehnen und damit die Sprengkraft bewirken.
Aufgabe XXII
Ein Beispiel für einen Sprengstoff ist das Salz Ammoniumnitrat NH 4 NO 3 . Es zerfällt zu Stickstoff,
Sauerstoff und Wasser. Zeigen Sie auch hier auf, dass dies eine Redoxreaktion ist.
H
H
+
N
H
H
O
O
N+
O
6.5 In der Lebensmittelindustrie
Länger haltbar gemachte Lebensmittel enthalten Konservierungsmittel, wie Antioxidantien.
Diese Antioxidantien verhindern, wie der Name schon sagt, die Oxidation des Produktes,
also dessen Reaktion mit dem Sauerstoff der Luft. Das Produkt beginnt erst später zu faulen,
zu verderben oder ranzig zu werden.
7. Exkurs: Der Hochofenprozess
Aufgabe XXIII – Zeitbudget: 3 Lektionen
Bearbeiten Sie die von der Lehrperson ausgeteilten Blätter zum Hochofenprozess. Als Hilfe
dient Ihnen das Buch „Elemente“, worin sich auch einige der erwähnten Aufgaben befinden.

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8. Zusammenfassung
Eine Oxidation ist ein Prozess, bei dem ein Atom, Molekül oder Ion tatsächlich oder formal
Elektronen abgibt. Seine Oxidationszahl nimmt dabei zu.
Eine Reduktion ist ein Prozess, bei dem ein Atom, Molekül oder Ion tatsächlich oder formal
Elektronen aufnimmt. Seine Oxidationszahl nimmt dabei ab.
9. Übungen
Aufgabe XXIV
Bestimmen Sie die Oxidationszahlen aller Atome in folgenden Verbindungen.
a.) Br 2 b.) Fe c.) FeBr 3 d.) S 8
e.) H 2 S f.) H 2 O 2 g.) SrO h.) CH 2 Cl 2
i.) HCHO j.) C 3 H 8 k.) Na + l.)
-
MnO 4
m.) KOH n.) AgO o.) C 2 H 4 p.) Ag 2 O
Aufgabe XXV
Formulieren Sie die korrekten Reaktionsgleichungen und kennzeichnen Sie den Oxidationsund
Reduktionsprozess.
a.) Wasser wird in die Elemente gespalten.
b.) Zink reagiert mit Wasser und Sauerstoff zu Zink(II)-hydroxid.
c.) Brom reagiert mit Ethen (C 2 H 4 ) zu 1,2-Dibromethan (C 2 H 4 Br 2 ).
d.) Natrium reagiert mit Wasser zu Natronlauge (NaOH) und Wasserstoff.
Berechnen Sie nachstehend zusätzlich noch die Spannung und geben Sie an, ob diese
Reaktion wirklich abläuft.
e.)
f.)
g.)
Natriumbromid reagiert mit Chlor zu Natriumchlorid und Brom.
Eisen(III)-iodid reagiert zu Eisen(II)-iodid. Dabei entsteht elementares Iod.
Calciumfluorid reagiert mit elementarem Chlor zu Calciumchlorid und Fluor.
Aufgabe XXVI
Erfinden Sie zu zweit (zu dritt) weitere Beispiele.