Redoxgleichungen. 1. Einrichten von Reaktionsgleichungen

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1 Redoxgleichungen 1. Einrichten von Reaktionsgleichungen Reaktionsgleichungen in der Chemie beschreiben den Verlauf einer Reaktion. Ebenso, wie bei einer Reaktion keine Masse verloren gehen kann von einem kleinen Massedefekt einmal abgesehen, den Einstein einst postulierte kann auch keine Ladung verlorengehen. Bei einer Redoxreaktion, also einer Reaktion bei der eine Oxidation stattfindet, muss gleichzeitig auch eine Reduktion stattfinden und umgekehrt. Unter einer Oxidation versteht man die Abgabe von Elektronen, d.h. Erhöhung der Oxidationszahl. Unter einer Reduktion versteht man die Aufnahme von Elektronen, d.h. Verringerung der Oxidationszahl. Bei der Redoxreaktion findet somit ein Austausch von Elektronen satt. Red(uktion)ox(idation)reaktion = Redoxreaktion Magnesium wird oxidiert: Mg Mg Elektronen Die freiwerdenden Elektronen gehen jedoch sofort weiter an einen Reaktionspartner. Ladungen gehen nicht verloren: Cu Elektronen Cu Wie man sich dies bei der Einrichtung von Reaktionsgleichungen zunutze machen kann, wird am Besten an einem Beispiel deutlich. Ein beliebtes Klausur und Schulbuchbeispiel: "Kaliumpermanganat oxidiert in schwefelsaurer Lösung Eisen(II) zu Eisen(III). Stelle die Reaktionsgleichung auf!" 1. Schritt: Beschreiben von Edukten und Produkten Kaliumpermaganat und Eisen(II) ergibt Mangan(II) und Eisen(III) (Die Kenntnis, dass Kaliumpermanganat zu Mangan(II) reduziert wird, setzt die Literatur dabei oft stillschweigend voraus.) 2. Schritt: Einsetzen von chemischen Formeln und Einführen der Ionengleichungen durch Wegstreichen überflüssiger Ionen, die nicht an dem Redoxprozess beteiligt sind (d.h. sie ändern ihre Oxidationszahlen bei der Reaktion nicht). In der Regel sind dies Alkalimetalle und Erdalkalimetalle: Kaliumpermanganat: KMnO 4

2 für die folgenden Schritte verwenden wir der Einfachheit halber die Ionenform MnO 4 Mangan(II): Mn 2+ Eisen(II): Fe 2+ Eisen(III): Fe 3+ Um den Sauerstoff aus dem Permanganat kümmern wir uns gleich (O 2 Ionen gibt es bekanntlich nicht, wir formulieren ihn aber in diesem Schritt der Einfachheit halber erst einmal so). MnO 4 + Fe 2+ Mn O 2 + Fe Schritt: Ermitteln der Oxidationszahlen (siehe auch Thema Oxidationzahlen) +VII II +II +II II +III Mn O 4 + Fe 2+ Mn O 2 + Fe 3+ Übrigens nicht verwirrt sein: Bei einigen wenigen Beispielen sind sogar Brüche für Oxidationszahlen möglich. Das liegt dann daran, dass sich die Elektronen nicht gleichmäßig auf die Atome verteilen. Im nächsten Schritt dürfen dafür auch halbe und gedrittelte Elektronen verwendet werden. Aber bitte dann vor Ermittlung der Ladungsbilanz (5. Schritt) die entsprechende Teilgleichung mit dem Nenner der Elektronenzahl multiplizieren, damit im Endergebnis keine gevierteilten Elektronen stehen bleiben! 4. Schritt: Aufteilen der Gesamtreaktion in Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion Reduktion: Erniedrigung der Oxidationszahl Es werden Elektronen zur Reduktion benötigt, daher steht die Zahl der benötigten Elektronen auf der Eduktseite links. Die Differenz der Oxidationszahlen, multipliziert mit eventuellen Koeffizienten und tiefgestellten Zahlen ergibt die Zahl der benötigten Elektronen. +VII II +II II Mn O Elektronen Mn O 2 Oxidation: Erhöhung der Oxidationszahl Es werden Elektronen bei der Oxidation abgegeben, daher steht die Zahl der abgegebenen Elektronen auf der Produktseite rechts. Die Differenz der Oxidationszahlen, multipliziert mit eventuellen Koeffizienten und tiefgestellten Zahlen ergibt die Zahl der abgegebenen Elektronen. +II +III Fe 2+ Fe Elektron (Faustregel: Auf die Seite, in der die höhere relevante Oxidationszahl steht, wird auch die Zahl der Elektronen geschrieben. In dem Beispiel oben ist der Sauerstoff beispielsweise nicht relevant; er ändert seine Oxidationszahl nicht. Relevant sind Mangan und Eisen )

3 5. Schritt: Ladungsbilanz Es werden, wie oben besprochen, ebensoviele Elektronen abgegeben wie aufgenommen. Die Ladungsbilanz stimmt also noch nicht: Oxidation Reduktion Zahl der Elektronen 1 5 Die Gleichung der Oxidation muss also mit 5 multipliziert werden, damit die Gleichung stimmt. MnO Elektronen Mn O 2 5 Fe 2+ 5 Fe Elektronen MnO Fe 2+ Mn O Fe 3+ Die Zahl der Elektronen fällt jetzt weg, da auf beiden Seiten das Gleiche steht. Jetzt stimmt nämlich die Ladungsbilanz: Oxidation Reduktion Zahl der Elektronen Schritt: Ausgleich von Wasserstoff und Sauerstoff Es gibt bekanntlich keine freien O 2 Ionen. Jetzt gibt es einen Trick: Diese Reaktion spielt sich in Lösung ab. Und in Lösung steht Wasser in verhältnismäßig unbegrenzter Menge zur Verfügung. Faustregeln für den Umgang mit freien O 2 Ionen: In saurer Lösung: Jedes O 2 ersetzen durch H 2 O Andere Seite des Rktpfeils: 2 H + + X O X 2+ + H 2 O 2 H + Ionen je freiem O 2 einfügen In neutraler Lösung: entweder wie saure oder wie basische Lösung. H 2 O + X O X OH

4 In basischer Lösung Jedes O 2 ersetzen durch 2 OH Andere Seite des Rktpfeils: H 2 O + X O X OH H 2 O je freiem O 2 einfügen In diesem Falle: MnO Fe 2+ Mn O Fe 3+ wird mit der Information aus der Aufgabenstellung "in saurer Lösung" zu: MnO Fe H + Mn H 2 O + 5 Fe Schritt: Zur Kontrolle noch einmal Ladungsbilanz Eduktseite: 1*(1) + 5*(+2) + 8*(+1) = = 17 Produktseite: 1*(+2) + 5*(+3) = = 17 Edukte Produkte Summe der hochgestellten Ladungen Stimmt. Fertige Ionengleichung: MnO Fe H + Mn H 2 O+ 5 Fe 3+ Die nächsten Schritte können für das Verständnis erst einmal ausgeklammert werden Schritt: Überführen der Ionengleichung in eine vollständige Reaktionsgleichung MnO Fe H + Mn H 2 O+ 5 Fe 3+ wird durch Ersetzen von: MnO 4 durch KMnO 4 (Formel für Kaliumpermanganat) H + durch H 2 SO 4 (Bei Redoxvorgängen mit KMnO 4 wird normalerweise immer Schwefelsäure verwendet; auf keinen Fall Salzsäure, weil dadurch giftiges Chlorgas entstehen würde!) Fe 2+ durch FeSO 4 (ist am einfachsten, weil SO 4 2 Ionen ja durch die Schwefelsäure bereits im Überschuss vorhanden sind.) Fe 3+ durch 1 / 2 Fe 2SO 3 (irgendwo müssen die SO 4 2 Ionen ja hin...) zu der Reaktionsgleichung (mit Hilfe des Masseerhaltungssatzes):

5 KMnO FeSO H 2 SO 4 MnSO H 2 O + 2,5 Fe 2 (SO 4 ) 3 + 0,5 K 2 SO 4 Masseerhaltung gewährleistet: Edukte Produkte K 1 1 Mn 1 1 O (ohne SO 4 ) 4 4 Fe 5 5 SO H 8 8 Dieser Schritt ist oft ein schwieriger Schritt, weil hier wirklich chemisches Hintergrundwissen verlangt wird, z.b. in diesem Beispiel, dass zusammen mit Kaliumpermanganat Schwefelsäure eingesetzt werden muss. Dieser Schritt ist deshalb oft gar nicht verlangt. 9. Schritt: Ganzzahlige Koeffizienten Multiplikation mit 2: 2 KMnO FeSO H 2 SO 4 2 MnSO H 2 O + 5 Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 Fertig! Jetzt sollen Sie einige Übungen durchführen!

6 Übungsaufgaben: Aufgabe 1: Stellen Sie die Redoxgleichung mit allen Teilgleichungen für folgende Reaktion auf: CH 3 CHO + Ag + + OH Ethanal CH 3 COOH + Ag + H 2 O Ethansäure (Essigsäure) Aufgabe 2: Stellen Sie die Redoxgleichung für folgende Reaktion auf: Ethanol + Kupferoxid (CuO) Ethanal + Kupfer + Wasser Aufgabe 3: Versuchen Sie für die folgenden Reaktionen die Redoxgleichungen selbständig aufzustellen! 1. Für die Rektionen in saurem Milieu 2 Cr 2 O 7 + H 2S > Cr 3+ + S Cu + NO 3 > Cu 2+ + NO NO + NO 3 > Zn + NO 3 > N 2 O 4 Zn NH 4 PbO 2 + I > PbI 2 + I 2 2. Für die Rektionen in basischem Milieu MnO 4 + I > MnO IO 4 S I 2 > SO 4 + I Al + NO 3 > Al(OH) 4 + NH 3 Cl 2 > ClO 3 + Cl 2 S > SO 3 + S 2

7 Lösungen: Aufgabe 1: 1. Bestimmung der Oxidationszahlen der Edukte und Produkte: 2. Teilgleichungen für die Oxidation und für die Reduktion mit der Anzahl der abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen aufstellen: 3. Die Ladungsbilanz ausgleichen durch Hinzufügen von OH Ionen bei der Redoxreaktionen in alkalischer Lösung oder H + Ionen bei Redoxreaktionen in saurer Lösung: Hier liegt eine alkalische Lösung vor: 4. Die Atombilanz ausgleichen durch Einsetzen von Wassermolekülen: 5. Multiplikation der Teilgleichungen mit den entsprechenden Faktoren, da die Anzahl der bei der Oxidation abgegebenen und bei der Reduktion aufgenommenen Elektronen gleich sein muss, und Addition der Teilgleichungen:

8 Aufgabe 2: Ethanol wird hier zu Ethanal oxidiert: Elektronenabgabe Cu 2+ wird hier zu elementarem Kupfer reduziert. Aufgabe 3: 1) 1. Oxidation und Reduktion aufstellen: 2 Cr 2 O 7 + H 2 S > Cr 3+ + S Oxidation: H 2 S (Schwefel hat die Oz II) > S (Schwefel hat die Oz 0) +2e Reduktion 2 Cr 2 O 7 (Chrom hat die Oz +VI) + 6e > 2Cr 3+ (Chrom hat die Oz +III) Die Gleichungen werden addiert: H 2 S > S + 2e / x3 (KgV : von 6 und 2e ist 3) Cr 2 O e > 2Cr 3+ / x1 (KgV : von 6 und 6e ist 1) 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S > 2Cr S Vergleich der Ladungen: ( 1x (2) = 2) > (2x (+3) = +6) ( 1x (2) = 2) +8 = (2x (+3) = +6) Da die Reaktion in saurem Milieu abläuft wird mit 8H + Ionen auf der linken Seite und der entsprechenden Menge Wasser auf der rechten Seite ausgeglichen: Man erhält: Cr 2 O H 2 S + 8H + > 2Cr S + 7H 2 O analog lauten die Lösungen für die anderen Reaktionen

9 3Cu + 2NO 3 + 8H + > 3Cu NO + 4H 2 O 2NO + 4 NO 3 4Zn + NO 3 + 4H + > 3N 2 O 4 + 2H 2 O + 10H + > 4Zn 2+ + NH H 2 O PbO I + 4H + > PbI 2 + I 2 + 2H 2 O 2) 1. Oxidation und Reduktion aufstellen: MnO 4 + I > MnO IO 4 Oxydation: I (Iod hat die Oz 1) > IO 4 (Iod hat die Oz +VII) + 8e Reduktion MnO 4 (Mangan hat die Oz +VII) + e > 2 MnO 4 (Mangan hat die Oz +VI) Die Gleichungen werden addiert: I > IO 4 + 8e / x1 (KgV : von 8 und 8e ist 1) MnO 4 + e 2 > MnO 4 / x8 (KgV : von 8 und e ist 8) 8MnO 4 + I 2 > 8 MnO 4 Vergleich der Ladungen: + IO 4 ( 8x (2) = 8) > (8x (2) = 16) ( 1x (2) = 2) 8 = (8x (2) = 16) Da die Reaktion in basischem Milieu abläuft wird mit 8OH Ionen auf der linken Seite und der entsprechenden Menge Wasser auf der rechten Seite ausgeglichen: Man erhält: 8MnO 4 + I + 8OH > 8 MnO IO 4 + 4H 2 O analog lauten die Lösungen für die anderen Reaktionen S 2 + 4I 2 + 8OH 2 > SO 4 + 8I + 4H 2 O 8Al + 3NO 3 + 5OH + 18H 2 O > 8 Al(OH) 4 + 3NH 3 (Hier muß auf der linken Seite Wasser ausgelichen werden, da rechts mehr Wasserstoff als links vorhanden ist) 3Cl OH > ClO 3 3S + 6 OH > 2 SO 3 + 5Cl + 3H 2 O + 2S 2 + 3H 2 O

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