7.1.1 Was sind Redoxreaktionen?

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KSH-Chemie 7 Redoxreaktionen 7.1 Reduktion und Oxidation 7.1.3 Oxidationsmittel Als Oxidationsmittel wird oft Sauerstoff aus der Luft benutzt. Die Oxidationszahl jedes einzelnen Sauerstoff-Atoms im O 2-Molekül ist 0. Da das Sauerstoff-Atom stark elektronegativ ist, verbindet es sich leicht mit weniger elektronegativen Atomen wie Metallen oder zum Beispiel den Nichtmetallen Wasserstoff, Kohlenstoff oder Schwefel, wobei der Sauerstoff meist zur Oxidationszahl –II reduziert wird. Die Verwendung von reinem Sauerstoff anstelle von Luftsauerstoff führt zu einer heftigeren Reaktion, wie das Beispiel einer vor der Entzündung in flüssigen Sauerstoff getauchten Zigarette zeigt (siehe: http://www.experimentalchemie.de/versuch-043.htm). Gute Oxidationsmittel zeichnen sich dadurch aus, dass sie Atome mit zu hohen Oxidationszahlen haben. Im Laufe der Reaktion werden diese Atome zu tieferen Oxidationsstufen reduziert. In der Feststoffrakete werden beispielsweise Aluminium und Ammoniumperchlorat eingesetzt: 10 Al (s) + 6 NH 4ClO 4 (s ––––––> 5 Al 2O 3(s) + 3 N 2 (g) + 6 HCl (g) + 9 H 2O (g) Aufgabe 10 Welcher Stoff ist das Oxidationsmittel? Begründe die Antwort mit Hilfe der Oxidationszahl jedes einzelnen Atoms (Lewis-Formel des Perchlorat-Ions: siehe Abb. 7.1.1; jedes O-Atom hat zusätzlich zum bindenden Elektronenpaar je 3 nichtbindende Elektronenpaare). Beispiele von weiteren starken Oxidationsmitteln sind: Peroxide (R-O-O-R’; enthalten O -I – +V – +V ); Chlorate (ClO3 ; enthalten Cl ), Nitrate (NO3 ; enthalten N ) Aufgabe 11 Welches der folgenden beiden Teilchen ist das bessere Oxidationsmittel: Natriumhypochlorit (NaClO) oder Natriumchlorit (NaClO 2)? (Lewis-Formeln von ClO – und ClO 2 – siehe Abb. 7.1.2 a und b; sowohl Cl-Atome als auch O-Atome in beiden Teilchen haben so viele nichtbindende Elektronenpaare, dass sie die Edelgasregel erfüllen) Abb. 7.1.1 Lewis-Formel des Perchlorat-Ions. P. Good 4 a b – Abb. 7.1.2 Lewis-Formel des Hypochlorit-Ions (a) und des Chlorit-Ions (b). – –
KSH-Chemie 7 Redoxreaktionen 7.1 Reduktion und Oxidation Aufgabe 12 Bestimme in folgenden Teilchen die Oxidationszahlen jedes einzelnen Atoms. a) CH 3CHO (O doppelt an C gebunden) b) FeF 3 c) SO 3 (Lewis-Formel siehe Abb. 7.1.3; jedes Atom hat Edelgasregel erfüllt) Aufgabe 13 Bestimme in folgenden Reaktionen die Atome, welche jeweils reduziert und oxidiert werden. Ermittle alle dazu benötigten Oxidationszahlen. a) 2 NO + O 2 –––––> 2 NO 2 b) Gummibärchen in Kaliumchlorat – Gummibärchen ≈ Glucose (Abb. 7.1.6); Lewis-Formel des Chlorat-Ions: siehe Abb. 7.1.7; die Reaktion kann unter folgender Internetseite angeschaut werden: http://www.experimentalchemie.de/versuch-011.htm Abb. 7.1.4 Lewis-Formel von Stickstoffmonoxid (NO); das O-Atom hat 2, das N-Atom zusätzlich 1 nichtbindendes Elektronenpaar. C 6H 12O 6 + 12 KClO 3 –––––> 6 CO 2 + 6 H 2O + 12 KClO 2 Abb. 7.1.3 Lewis-Formel von Schwefeltrioxid (SO 3). Abb. 7.1.5 Lewis-Formel von Stickstoffdioxid (NO 2); die O-Atome haben die Edelgasregel erfüllt. Abb. 7.1.6 Skelettformel von D-Glucose. P. Good Abb. 7.1.7 Lewis-Formel des Chlorat-Ions; das Cl-Atom hat ein nichtbindendes, die O- Atome je drei nichtbindende Elektronenpaare. 5 –
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